QCM : Atomes, molécules et liaisons — 24 questions

Explication

Une orbitale est une fonction issue de l’équation de Schrödinger qui décrit une région où la présence de l’électron est probable. Elle ne représente donc pas une trajectoire électronique précise.

Explication

Une liaison covalente résulte de la mise en commun d’une paire d’électrons par deux atomes. Le transfert d’électrons caractérise plutôt une liaison ionique, tandis que les deux autres propositions ne décrivent pas une liaison chimique covalente.

Explication

Un complexe possède un atome ou cation central relié à un nombre défini de ligands par des liaisons covalentes datives. Le ligand donne un doublet au centre, qui le reçoit grâce à une orbitale disponible.

Explication

Les ligands de champ fort, notamment $CN^-$ et $CO$, provoquent un dédoublement $[1m\not\text{Δ}_o[0m$ supérieur à l’énergie nécessaire pour apparier les électrons. Les ligands de champ faible, comme $F^-$ ou $Cl^-$, produisent un dédoublement inférieur.

Explication

L’électronégativité augmente de gauche à droite dans une période et de bas en haut dans un groupe ; elle n’est pas définie pour les gaz rares. La tendance inverse concerne notamment l’évolution du rayon atomique dans un groupe.

Explication

L’électronégativité mesure l’aptitude relative d’un atome à attirer les électrons partagés d’une liaison covalente. Elle ne correspond pas à une charge électrique portée par l’atome.

Explication

Dans une liaison dative, le donneur apporte le doublet entier, qui est accepté par une orbitale vide de l’autre atome. Dans une liaison covalente classique, chaque atome apporte généralement un électron au doublet partagé.

Explication

La théorie RPEV prévoit la géométrie en disposant les paires d’électrons de valence afin de réduire leurs répulsions. La représentation de Lewis sert surtout à représenter les électrons de valence et ne constitue pas le principe géométrique de la RPEV.

Explication

Le modèle de Bohr associe aux couches électroniques des niveaux d’énergie quantifiés ; un changement de couche s’accompagne donc d’une absorption ou d’une émission d’énergie quantifiée. Ce phénomène ne modifie pas nécessairement l’identité de l’élément.

Explication

Un atome est la plus petite partie d’un élément qui existe à l’état non combiné. Une molécule, en revanche, résulte de l’association d’atomes et peut contenir plusieurs éléments.

Explication

Deux charges de même signe se repoussent, alors que des charges de signes opposés s’attirent. Cette règle décrit une interaction électrostatique et ne suffit pas à caractériser une liaison hydrogène.

Explication

Les métaux sont généralement conducteurs, ductiles et enclins à perdre des électrons pour former des cations ; les non-métaux sont plutôt isolants et forment des anions. La formation d’anions est donc associée aux non-métaux, et non aux métaux.

Explication

Les interactions faibles comprennent les interactions électrostatiques, les interactions de Van der Waals, les liaisons hydrogène et les interactions hydrophobes. Les liaisons covalentes, ioniques et métalliques appartiennent à une autre catégorie de liaisons chimiques.

Explication

Une liaison hydrogène exige un hydrogène covalemment lié à un atome électronégatif ainsi qu’un autre atome électronégatif possédant un doublet non liant. Une simple proximité entre molécules ou une interaction électrostatique générale ne suffit pas.

Explication

Dans un atome neutre, le nombre d’électrons est égal au nombre de protons : il en possède donc 17. Un nombre différent d’électrons caractériserait un ion.

Explication

Le principe d’exclusion de Pauli impose qu’une orbitale contienne au plus deux électrons, dont les spins sont opposés. Des spins parallèles ne peuvent pas occuper ensemble la même orbitale.

Explication

Le numéro atomique $Z$ correspond au nombre de protons, tandis que le nombre de masse $A$ additionne protons et neutrons. Ici, $A=11+12=23$.

Explication

Le nombre quantique $l$ caractérise la sous-couche et la forme de l’orbitale. Le nombre $n$ définit la couche, tandis que $m$ décrit l’orientation spatiale et $s$ le spin.

Explication

Les éléments des périodes suivantes suivent généralement la règle de l’octet pour stabiliser leur couche de valence. La règle du duet concerne la première période, notamment l’hydrogène et l’hélium.

Explication

$NH_3$ est un ligand neutre, tout comme $H_2O$ et $CO$. $CN^-$, $Cl^-$ et $F^-$ sont des ligands anioniques parce qu’ils portent une charge négative.

Explication

Une interaction hydrophobe correspond au regroupement de molécules ou de régions apolaires repoussées par les parties hydrophiles. L’attraction ionique et le partage d’électrons relèvent d’autres interactions, tandis que la dernière proposition décrit une liaison hydrogène.

Explication

Le tableau périodique classe les éléments selon leur numéro atomique $Z$ croissant, c’est-à-dire selon leur nombre croissant de protons. Le nombre de masse peut varier entre isotopes d’un même élément.

Explication

Le noyau renferme les protons positifs et les neutrons sans charge, alors que les électrons négatifs se trouvent autour du noyau. La confusion vient notamment de l’attribution incorrecte des électrons au noyau.

Explication

Pour $p=4$, les domaines électroniques adoptent une disposition tétraédrique associée à une hybridation $sp^3$. Une disposition linéaire correspond à $p=2$, tandis qu’une disposition triangulaire plane correspond à $p=3$.