QCM : Atomistique et liaisons chimiques (24 questions)

Questions et réponses du QCM

1. Un atome neutre perd deux électrons sans transformation de son noyau. Concernant l’ion monoatomique ainsi formé, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

Il s’agit d’un ion monoatomique, car le noyau gagne deux protons lors de la perte électronique.
Il s’agit d’un isotope, car la perte d’électrons modifie le nombre de neutrons.
Il s’agit d’un ion monoatomique, car la perte d’électrons modifie le nombre de neutrons.
Il s’agit d’un isotope, car la perte d’électrons modifie le nombre de protons.
Il s’agit d’un ion monoatomique, car l’atome a perdu des électrons sans modifier son noyau.

Il s’agit d’un ion monoatomique, car l’atome a perdu des électrons sans modifier son noyau.

Explication

Un atome qui perd des électrons sans modification de son noyau devient un ion monoatomique. Un isotope se distingue par son nombre de neutrons, tandis que la perte électronique ne change ni les neutrons ni les protons.

2. Dans le modèle de Bohr, un électron absorbe de l’énergie puis en émet en changeant de niveau. Quelles propositions sont exactes ?

L’électron émet de l’énergie pour s’éloigner du noyau et en absorbe pour s’en rapprocher.
Après absorption d’énergie, l’électron se rapproche du noyau vers une orbite plus proche.
Lorsqu’il émet de l’énergie, l’électron peut se rapprocher du noyau.
Lorsqu’il émet de l’énergie, l’électron s’éloigne du noyau vers une orbite supérieure.
Après absorption d’énergie, l’électron peut s’éloigner du noyau vers une orbite plus éloignée.

Lorsqu’il émet de l’énergie, l’électron peut se rapprocher du noyau. · Après absorption d’énergie, l’électron peut s’éloigner du noyau vers une orbite plus éloignée.

Explication

Dans le modèle de Bohr, l’absorption d’énergie permet à l’électron de s’éloigner du noyau, tandis que l’émission lui fait perdre de l’énergie et le rapproche du noyau. Les propositions inversant ces directions contredisent ce mécanisme.

3. Pour une orbite permise de rayon rr, quel énoncé caractérise l’hypothèse de quantification de Bohr ?

L’énergie de l’électron varie continûment le long d’une orbite permise.
La longueur du parcours circulaire vérifie 2πr=nλ2\pi r=n\lambda pour un entier positif nn.
La longueur du parcours circulaire vérifie 2πr=(n+1)λ2\pi r=(n+1)\lambda pour un entier positif nn.
L’énergie de l’électron reste constante lorsqu’il occupe une orbite permise.
La longueur du parcours circulaire vérifie πr=nλ\pi r=n\lambda pour un entier positif nn.

La longueur du parcours circulaire vérifie $$2\pi r=n\lambda$$ pour un entier positif $$n$$. · L’énergie de l’électron reste constante lorsqu’il occupe une orbite permise.

Explication

La condition de Bohr associe à une orbite permise un entier positif et impose 2πr=nλ2\pi r=n\lambda ; l’énergie y reste constante. Remplacer nn par n+1n+1 ou réduire le parcours à πr\pi r modifie la relation, tandis qu’une énergie variable contredit l’hypothèse.

4. Concernant la caractérisation quantique d’un électron, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

Les nombres quantiques de l’électron comprennent mlm_l et ss.
Les nombres quantiques de l’électron comprennent nn et EE.
Les nombres quantiques de l’électron comprennent nn et ll.
La caractérisation d’un électron fait intervenir quatre nombres quantiques distincts.
La caractérisation d’un électron fait intervenir trois nombres quantiques distincts.

Les nombres quantiques de l’électron comprennent $$m_l$$ et $$s$$. · Les nombres quantiques de l’électron comprennent $$n$$ et $$l$$. · La caractérisation d’un électron fait intervenir quatre nombres quantiques distincts.

Explication

Un électron est caractérisé par quatre nombres quantiques : nn, ll, mlm_l et ss. La liste comporte donc aussi bien nn et ll que mlm_l et ss ; EE ne remplace pas l’un de ces nombres dans cette caractérisation.

5. Un électron possède le nombre quantique principal n=3n=3. Quelles propositions décrivent correctement ce nombre quantique ?

Le nombre quantique principal est un entier positif.
Le nombre quantique principal caractérise un niveau d’énergie.
La valeur n=3n=3 correspond à la couche L.
La valeur n=3n=3 correspond à la couche K.
La valeur n=3n=3 correspond à la couche M.

Le nombre quantique principal est un entier positif. · Le nombre quantique principal caractérise un niveau d’énergie. · La valeur $$n=3$$ correspond à la couche M.

Explication

Le nombre principal est un entier positif et caractérise la couche ainsi que le niveau d’énergie ; n=3n=3 désigne la couche M. Les couches L et K correspondent respectivement à n=2n=2 et n=1n=1.

6. Pour un électron de couche n=3n=3, quelles valeurs de ll sont permises et que caractérise ce nombre quantique ?

Le nombre quantique secondaire caractérise l’orientation du spin électronique.
Les valeurs permises de ll sont 00, 11 et 22.
Le nombre quantique secondaire caractérise la forme de l’orbitale.
Le nombre quantique secondaire caractérise la sous-couche électronique.
Les valeurs permises de ll sont 00, 11, 22 et 33.

Les valeurs permises de $$l$$ sont $$0$$, $$1$$ et $$2$$. · Le nombre quantique secondaire caractérise la forme de l’orbitale. · Le nombre quantique secondaire caractérise la sous-couche électronique.

Explication

La règle 0≤l≤n−10\leq l\leq n-1 donne, pour n=3n=3, les valeurs l=0,1,2l=0,1,2. Le nombre secondaire caractérise la sous-couche et la forme de l’orbitale ; la valeur 33 est hors de l’intervalle, et l’orientation du spin relève du nombre de spin.

7. Dans une sous-couche où l=2l=2, quelles propositions décrivent les valeurs de mlm_l et leur rôle ?

Le nombre mlm_l peut prendre les valeurs entières de 00 à +2+2.
Le nombre mlm_l peut prendre les valeurs entières de −2-2 à +2+2.
Les valeurs de mlm_l distinguent les orbitales d’une même sous-couche.
Les valeurs de mlm_l distinguent les couches électroniques.
Le nombre mlm_l peut prendre les valeurs entières de −1-1 à +1+1.

Le nombre $$m_l$$ peut prendre les valeurs entières de $$-2$$ à $$+2$$. · Les valeurs de $$m_l$$ distinguent les orbitales d’une même sous-couche.

Explication

Pour l=2l=2, le nombre magnétique prend les valeurs entières de −2-2 à +2+2 et distingue les orbitales d’une sous-couche. L’intervalle de −1-1 à +1+1 correspond à l=1l=1 ; la distinction des couches relève du nombre principal.

8. À propos des solutions de l’équation de Schrödinger pour les orbitales atomiques :

Les solutions comprennent des fonctions d’onde Ψ\Psi associées aux orbitales atomiques.
Les solutions comprennent des énergies EE associées aux couches nucléaires.
Les solutions comprennent des énergies EE associées aux orbitales atomiques.
Les solutions comprennent des fonctions d’onde Ψ\Psi associées aux noyaux atomiques.
Les solutions comprennent des fonctions d’onde Ψ\Psi associées aux photons émis.

Les solutions comprennent des fonctions d’onde $$\Psi$$ associées aux orbitales atomiques. · Les solutions comprennent des énergies $$E$$ associées aux orbitales atomiques.

Explication

Les solutions de l’équation de Schrödinger sont les énergies EE et les fonctions d’onde Ψ\Psi associées aux orbitales atomiques. Les associer aux couches nucléaires, aux noyaux ou aux photons ne correspond pas à cette caractérisation.

9. Pour déterminer les capacités maximales des sous-couches d’un atome, cochez les propositions exactes :

Une sous-couche s peut accueillir au maximum deux électrons.
Une sous-couche d peut accueillir au maximum dix électrons.
Une sous-couche p peut accueillir au maximum huit électrons.
Une sous-couche f peut accueillir au maximum quatorze électrons.
Une sous-couche d peut accueillir au maximum douze électrons.

Une sous-couche s peut accueillir au maximum deux électrons. · Une sous-couche d peut accueillir au maximum dix électrons. · Une sous-couche f peut accueillir au maximum quatorze électrons.

Explication

Les capacités maximales sont de 2 électrons pour s, 6 pour p, 10 pour d et 14 pour f. Les valeurs de 8 pour p et de 12 pour d ne correspondent pas à ces capacités.

10. Un élève classe plusieurs éléments du tableau périodique et examine aussi leur état à température ambiante. Quelles propositions concernant les métaux sont exactes ?

Les métaux occupent la seconde moitié du bloc p du tableau périodique.
Le mercure est généralement solide à température ambiante, comme les autres métaux.
Une moitié du bloc p contient également des éléments métalliques.
Les métaux conduisent bien la chaleur et l’électricité, et le mercure est liquide.
Les métaux se trouvent notamment dans les blocs s, d et f du tableau périodique.

Une moitié du bloc p contient également des éléments métalliques. · Les métaux conduisent bien la chaleur et l’électricité, et le mercure est liquide. · Les métaux se trouvent notamment dans les blocs s, d et f du tableau périodique.

Explication

Les métaux occupent les blocs s, d et f, ainsi qu’une moitié du bloc p, et conduisent bien la chaleur et l’électricité. Le mercure constitue l’exception à l’état solide des métaux à température ambiante : il est liquide; la seconde moitié du bloc p correspond aux non-métaux.

11. À 25 °C, un échantillon contient un non-métal liquide et un autre non-métal gazeux. Concernant les non-métaux :

La première moitié du bloc p correspond à la zone des non-métaux.
Les non-métaux conduisent généralement mal la chaleur et l’électricité.
Le brome constitue l’exception liquide parmi les non-métaux à cette température.
Les non-métaux occupent la seconde moitié du bloc p du tableau périodique.
Le chlore constitue l’exception liquide parmi les non-métaux à cette température.

Les non-métaux conduisent généralement mal la chaleur et l’électricité. · Le brome constitue l’exception liquide parmi les non-métaux à cette température. · Les non-métaux occupent la seconde moitié du bloc p du tableau périodique.

Explication

Les non-métaux occupent la seconde moitié du bloc p et conduisent généralement mal la chaleur et l’électricité. À 25 °C, le brome est l’exception liquide; le chlore n’est pas cette exception, et la première moitié du bloc p comprend des métaux.

12. À propos de l’énergie d’ionisation, quelle(s) proposition(s) est(sont) exacte(s) ?

Elle désigne l’énergie libérée lorsqu’un atome gazeux perd un électron.
Elle correspond à l’énergie nécessaire pour arracher un électron à un atome solide.
Elle correspond à l’énergie dégagée lorsqu’un atome gazeux capture un électron.
Elle correspond à l’énergie nécessaire pour arracher un électron à un atome gazeux.
Elle mesure l’énergie nécessaire pour ajouter un électron à un ion gazeux.

Elle correspond à l’énergie nécessaire pour arracher un électron à un atome gazeux.

Explication

L’énergie d’ionisation est l’énergie nécessaire pour arracher un électron à un atome gazeux. L’énergie dégagée lors de la capture d’un électron relève de l’affinité électronique, tandis que les propositions évoquant l’ajout d’un électron ou un atome solide ne donnent pas la définition.

13. On compare l’énergie d’ionisation et l’affinité électronique selon les variations de Z dans une période ou une famille. Cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

Dans une période, l’énergie d’ionisation augmente lorsque Z augmente.
Dans une période, l’affinité électronique augmente lorsque Z augmente.
Dans une période, l’énergie d’ionisation diminue lorsque Z augmente.
Dans une famille, l’énergie d’ionisation diminue lorsque Z augmente.
Dans une famille, l’affinité électronique augmente lorsque Z augmente.

Dans une période, l’énergie d’ionisation augmente lorsque Z augmente. · Dans une période, l’affinité électronique augmente lorsque Z augmente. · Dans une famille, l’énergie d’ionisation diminue lorsque Z augmente.

Explication

Dans une même période, l’énergie d’ionisation et l’affinité électronique augmentent avec Z. Dans une même famille, elles diminuent avec Z : les propositions inversant ces tendances sont donc incorrectes.

14. Un élément de la colonne 1 présente une configuration externe ns¹. Concernant les alcalins :

Le potassium appartient à cette famille et forme l’ion K⁺.
Sa configuration externe caractéristique est ns².
Il forme typiquement un cation bivalent, comme le magnésium dans Mg²⁺.
Il peut former un cation monovalent, comme le sodium dans Na⁺.
Le chlore constitue un exemple d’alcalin formant un cation monovalent.

Le potassium appartient à cette famille et forme l’ion K⁺. · Il peut former un cation monovalent, comme le sodium dans Na⁺.

Explication

Les alcalins possèdent une configuration externe ns¹ et peuvent former des cations monovalents tels que Na⁺ et K⁺. Mg²⁺ relève des alcalino-terreux, ns² caractérise la colonne 2, et le chlore est un halogène.

15. Parmi les propositions suivantes concernant un élément de la colonne 2, laquelle ou lesquelles sont exactes ?

Le calcium peut former un cation bivalent, noté Ca²⁺.
Le sodium est un exemple d’alcalino-terreux formant Na²⁺.
Un élément de cette colonne possède une configuration externe ns².
Un élément de cette colonne forme couramment un cation monovalent.
Le magnésium appartient à cette famille et peut donner Mg²⁺.

Le calcium peut former un cation bivalent, noté Ca²⁺. · Un élément de cette colonne possède une configuration externe ns². · Le magnésium appartient à cette famille et peut donner Mg²⁺.

Explication

Les alcalino-terreux de la colonne 2 ont une configuration externe ns² et forment des cations bivalents, notamment Mg²⁺ et Ca²⁺. Le cation caractéristique n’est pas monovalent, et le sodium est un alcalin de la colonne 1.

16. Un métal situé dans les colonnes 3 à 12 est étudié. Quelles propositions décrivent correctement les métaux de transition ?

Les éléments de cette famille forment des anions monovalents comme Cl⁻.
Le fer peut former les cations Fe²⁺ et Fe³⁺, de valences différentes.
Le cuivre peut former les cations Cu⁺ et Cu²⁺, de valences différentes.
Sa configuration externe peut comporter une sous-couche (n−1)dˣ avec 1 ≤ x ≤ 10.
Sa configuration externe est caractérisée par ns²np⁵, comme celle des halogènes.

Le fer peut former les cations Fe²⁺ et Fe³⁺, de valences différentes. · Le cuivre peut former les cations Cu⁺ et Cu²⁺, de valences différentes. · Sa configuration externe peut comporter une sous-couche (n−1)dˣ avec 1 ≤ x ≤ 10.

Explication

Les métaux de transition présentent une configuration de type (n−1)dˣ avec 1 ≤ x ≤ 10, et leur configuration externe peut inclure ns², ns¹ ou ns⁰. Le fer et le cuivre illustrent leurs valences multiples; ns²np⁵ et les anions monovalents caractérisent les halogènes.

17. Un élément de la colonne 17 réagit en formant un ion. Concernant les halogènes :

Sa configuration externe caractéristique est ns²np⁵.
Il forme typiquement un anion bivalent, comme O²⁻.
Le chlore et le brome peuvent former les ions Cl⁻ et Br⁻.
Le fluor peut former un anion monovalent noté F⁻.
Le potassium est un halogène pouvant former l’anion K⁻.

Sa configuration externe caractéristique est ns²np⁵. · Le chlore et le brome peuvent former les ions Cl⁻ et Br⁻. · Le fluor peut former un anion monovalent noté F⁻.

Explication

Les halogènes de la colonne 17 ont une configuration externe ns²np⁵ et forment des anions monovalents, comme F⁻, Cl⁻ et Br⁻. O²⁻ est un anion bivalent des chalcogènes, tandis que le potassium est un alcalin.

18. Les liaisons interatomiques comprennent :

Les liaisons covalentes figurent parmi les liaisons interatomiques.
Les liaisons de Van der Waals appartiennent aux liaisons interatomiques.
La liaison hydrogène est classée parmi les liaisons interatomiques.
Les liaisons métalliques sont également interatomiques.
Les liaisons ioniques font partie des liaisons interatomiques.

Les liaisons covalentes figurent parmi les liaisons interatomiques. · Les liaisons métalliques sont également interatomiques. · Les liaisons ioniques font partie des liaisons interatomiques.

Explication

Les trois catégories de liaisons interatomiques sont les liaisons covalentes, ioniques et métalliques. Les liaisons de Van der Waals et les liaisons hydrogène sont présentées comme des liaisons intermoléculaires.

19. Deux éléments forment une liaison entre un métal et un non-métal, avec une différence d’électronégativité de 1,9. Concernant la classification de cette liaison :

Une différence de 1,9 reste sous le seuil caractéristique d’une liaison ionique.
Cette différence dépasse le seuil caractéristique d’une liaison ionique entre ces types d’éléments.
Une différence de 1,9 caractérise une liaison ionique entre deux non-métaux.
Une différence de 1,5 suffit à caractériser une liaison ionique entre ces types d’éléments.
Une différence de 1,9 caractérise une liaison ionique entre deux métaux.

Cette différence dépasse le seuil caractéristique d’une liaison ionique entre ces types d’éléments.

Explication

La différence de 1,9 est supérieure au seuil de 1,7 et les éléments sont un métal et un non-métal, ce qui correspond au cas typique d’une liaison ionique. Une différence de 1,5 ne dépasse pas ce seuil, et les associations de deux non-métaux ou de deux métaux ne correspondent pas au couple typique indiqué.

20. Concernant les liaisons intermoléculaires :

Les interactions de Van der Waals font partie des liaisons intermoléculaires.
Une liaison ionique se forme typiquement entre deux non-métaux dont la différence d’électronégativité dépasse 1,7.
Les liaisons hydrogène font partie des liaisons intermoléculaires.
Une liaison covalente se forme typiquement entre deux métaux lorsque leur différence d’électronégativité dépasse 1,7.
Une liaison ionique se forme typiquement entre deux métaux lorsque leur différence d’électronégativité dépasse 1,7.

Les interactions de Van der Waals font partie des liaisons intermoléculaires. · Les liaisons hydrogène font partie des liaisons intermoléculaires.

Explication

Les interactions de Van der Waals et les liaisons hydrogène font partie des liaisons intermoléculaires. Une liaison ionique se forme typiquement entre un métal et un non-métal lorsque leur différence d’électronégativité dépasse 1,7 ; les affirmations qui la font intervenir entre deux non-métaux ou deux métaux sont donc fausses. Une liaison covalente ne se forme pas typiquement entre deux métaux sur la base d’une différence d’électronégativité supérieure à 1,7, et les liaisons covalentes, métalliques et ioniques relèvent des liaisons interatomiques.

21. Une étudiante utilise une représentation de Lewis pour décrire une molécule. Quelles conclusions sur ce modèle sont exactes ?

Ce modèle décrit en détail la structure électronique de la molécule.
Cette représentation donne une description détaillée de la géométrie moléculaire.
Cette représentation relève d’un modèle fondé sur des observations et des constatations.
Ce modèle ne permet pas d’interpréter en détail la structure électronique moléculaire.
Ce modèle ne s’appuie pas sur une loi physique pour établir sa représentation.

Cette représentation relève d’un modèle fondé sur des observations et des constatations. · Ce modèle ne permet pas d’interpréter en détail la structure électronique moléculaire. · Ce modèle ne s’appuie pas sur une loi physique pour établir sa représentation.

Explication

Le modèle de Lewis est fondé sur des observations et constatations, sans reposer sur une loi physique. Il ne décrit pas en détail la structure électronique ni la géométrie des molécules, contrairement aux deux affirmations qui lui attribuent ces capacités.

22. Concernant la mésomérie, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

La mésomérie représente plusieurs espèces distinctes par une formule de Lewis unique.
La mésomérie décrit une localisation des électrons dans un système conjugué.
La mésomérie correspond à une délocalisation d’électrons dans un système conjugué.
Une espèce mésomère peut être représentée par plusieurs formules de Lewis.
Les formules de Lewis associées décrivent une même espèce chimique.

La mésomérie correspond à une délocalisation d’électrons dans un système conjugué. · Une espèce mésomère peut être représentée par plusieurs formules de Lewis. · Les formules de Lewis associées décrivent une même espèce chimique.

Explication

La mésomérie est la délocalisation des électrons dans un système conjugué et représente une même espèce par plusieurs formules de Lewis. Elle ne correspond donc ni à une localisation des électrons ni à plusieurs espèces distinctes.

23. Dans une molécule, on examine les paires d’électrons de valence autour d’un atome central. Quelles propositions décrivent le principe VSEPR ?

Les paires libres sont prises en compte dans la disposition autour de l’atome.
Les paires liantes sont prises en compte pour analyser leur disposition autour de l’atome.
Les paires liantes sont écartées de l’analyse de la répulsion autour de l’atome.
La théorie vise à rapprocher les paires de valence autour de l’atome central.
Les paires de valence s’éloignent afin de minimiser leur répulsion électrique.

Les paires libres sont prises en compte dans la disposition autour de l’atome. · Les paires liantes sont prises en compte pour analyser leur disposition autour de l’atome. · Les paires de valence s’éloignent afin de minimiser leur répulsion électrique.

Explication

La théorie VSEPR considère les paires de valence liantes comme libres et leur éloignement maximal minimise la répulsion électrique. Elle n’exclut pas les paires liantes et ne cherche pas à rapprocher les paires.

24. Pour une espèce dont l’atome central A est lié à trois atomes X et porte deux paires libres E, quelles propositions décrivent correctement sa notation VSEPR ?

Le nombre m correspond aux atomes X liés à l’atome central.
Le nombre n dénombre les paires libres portées par l’atome central.
Le symbole A désigne l’un des atomes liés à l’atome central.
Dans la notation VSEPR, E désigne les paires libres portées par un atome X.
La notation comporte trois X et deux E, soit AX₃E₂.

La notation comporte trois X et deux E, soit AX₃E₂.

Explication

Trois atomes liés à l’atome central donnent n = 3, et deux paires libres portées par cet atome donnent m = 2 ; la notation est donc AX₃E₂. A désigne l’atome central, X les atomes qui lui sont liés, et E les paires libres sur A. Le nombre n dénombre X et le nombre m dénombre E ; E ne désigne pas des paires libres portées par un atome X.

Révisez avec les flashcards

Mémorisez les réponses avec 62 flashcards sur Atomistique et liaisons chimiques.

Quelle est la plus petite partie d’un corps simple ?

L’atome.

Quelles particules constituent un atome ?

Des électrons, des protons et des neutrons.

Quelle relation lie le nombre de masse, les neutrons et les protons ?

A=N+ZA=N+Z

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