QCM : Cours complet atomistique — 36 questions

Explication

Le numéro atomique $Z$ correspond au nombre de protons du noyau et caractérise l’élément chimique. Le nombre de masse renseigne sur les nucléons, mais il ne définit pas l’identité de l’élément.

Explication

Le proton et le neutron ont chacun une masse proche de $1{,}67 \times 10^{-27}\ \mathrm{kg}$, alors que l’électron est beaucoup plus léger. Le neutron est neutre, contrairement au proton et à l’électron qui portent des charges opposées.

Explication

Des isotopes ont le même numéro atomique, donc le même nombre de protons, mais un nombre de nucléons différent. Des numéros atomiques différents correspondent à des éléments chimiques différents.

Explication

Le gain de deux électrons rend la charge totale négative : l’atome devient un anion. Un cation se forme au contraire lorsqu’un atome perd des électrons.

Explication

À vitesse de propagation constante, la relation $c=\lambda\nu$ montre que la fréquence est inversement proportionnelle à la longueur d’onde. Une longueur d’onde doublée entraîne donc une fréquence divisée par deux.

Explication

L’énergie vérifie $E=\frac{hc}{\lambda}$ : elle augmente lorsque la longueur d’onde diminue. Augmenter la longueur d’onde produit donc l’effet inverse.

Explication

Planck a proposé que les échanges d’énergie se fassent par niveaux discrets, appelés quanta. Cette hypothèse s’oppose à une variation classique continue de l’énergie.

Explication

L’intensité lumineuse influence le nombre d’électrons émis, tandis que la fréquence influence leur vitesse. Une fréquence suffisante doit toutefois dépasser la fréquence correspondant à la longueur d’onde seuil.

Explication

La relation de De Broglie $\lambda=\frac{h}{p}$ montre que la longueur d’onde est inversement proportionnelle à la quantité de mouvement. Une quantité de mouvement plus grande correspond donc à une longueur d’onde plus petite.

Explication

La dualité onde-corpuscule signifie qu’un électron peut présenter des propriétés d’onde et de particule. Elle ne correspond pas à une double masse ni à une alternance de charges électriques.

Explication

La relation de Rydberg relie l’inverse de la longueur d’onde aux niveaux initial et final par $\frac{1}{\lambda}=R_H\left(\frac{1}{n_i^2}-\frac{1}{n_f^2}\right)$. Les autres expressions modifient soit les puissances, soit la position de la constante de Rydberg.

Explication

Pour $Z=1$ et $n=1$, la formule du niveau d’énergie donne $E_1=-13{,}6\ \mathrm{eV}$. Le signe négatif indique que l’électron est lié au noyau, tandis qu’une énergie positive correspondrait à un état non lié.

Explication

Une transition quantique se produit lorsque l’énergie du photon correspond exactement à la différence entre les deux niveaux quantifiés. Une intensité élevée ne suffit pas à compenser une énergie photonique qui ne correspond pas à cet écart.

Explication

Lors d’une désexcitation, l’électron rejoint un niveau plus stable et libère un photon dont l’énergie correspond à l’énergie perdue. L’absorption d’un photon caractérise au contraire une excitation vers un niveau plus énergétique.

Explication

Le spectre d’émission de l’hydrogène est discontinu : ses raies correspondent aux transitions entre niveaux d’énergie quantifiés. Un spectre continu ne présenterait pas cette sélection de fréquences liée aux transitions atomiques.

Explication

Le principe de Heisenberg impose que le produit des incertitudes de position et de quantité de mouvement soit au moins égal à $\frac{h}{4\pi}$. L’égalité à zéro contredirait cette limite fondamentale, tandis qu’une somme ne représente pas la relation établie.

Explication

La mécanique quantique décrit l’électron au moyen d’une probabilité de présence, plutôt que par une trajectoire déterminée. La trajectoire circulaire appartient au modèle des orbites de Bohr, qui ne correspond pas à la description quantique moderne.

Explication

Le modèle de Bohr représente des orbites circulaires associées à des énergies autorisées, tandis que celui de Schrödinger repose sur des fonctions d’onde et des probabilités de présence. Les fonctions d’onde ne décrivent donc pas des trajectoires circulaires classiques.

Explication

Dans cette équation, $\Psi$ est une fonction propre qui décrit la fonction d’onde, tandis que $E$ est la valeur propre correspondant à l’énergie du niveau. Inverser ces rôles confond la fonction d’état avec la grandeur énergétique mesurée.

Explication

La normalisation impose que la probabilité totale de présence dans l’espace soit égale à $1$, ce qui s’écrit ici $\int_0^\infty\Psi^2\,dV=1$. Une intégrale nulle annulerait la probabilité totale, tandis que l’intégrale de $\Psi$ ne correspond pas à la densité de probabilité indiquée.

Explication

Le nombre quantique principal n appartient aux entiers naturels non nuls et caractérise la couche électronique. Le nombre l décrit plutôt la forme de l’orbitale, tandis que m et ms renseignent respectivement sur son orientation et le spin.

Explication

La valeur l = 2 correspond à la sous-couche d, selon l’association s, p, d et f avec l = 0, 1, 2 et 3. Le nombre m ne détermine pas le type de sous-couche, mais son orientation.

Explication

La règle −l ≤ m ≤ l donne m = −1, 0 et +1 pour l = 1, tandis que le spin vaut +1/2 ou −1/2. Les autres combinaisons mélangent les domaines de valeurs de m et de ms.

Explication

Une orbitale est une fonction d’onde déterminée par n, l et m et associée à une densité de probabilité de présence. Elle ne représente donc ni une trajectoire classique ni une simple couche électronique.

Explication

Dans un atome polyélectronique, les répulsions électron-électron différencient les niveaux d’énergie et lèvent leur dégénérescence. Dans un atome hydrogénoïde, les états de même n restent dégénérés dans le modèle considéré.

Explication

Pour 4p, n + l = 4 + 1 = 5, et pour 5s, n + l = 5 + 0 = 5 ; l’égalité est départagée par le plus petit n, donc 4p se remplit d’abord. Le type s ou p ne constitue pas le premier critère de la règle.

Explication

Le principe de Pauli interdit à deux électrons d’un même atome d’avoir les quatre mêmes nombres quantiques ; ils doivent donc différer par au moins l’un d’eux. L’occupation séparée avec spins parallèles relève de la règle de Hund.

Explication

La règle de Hund impose une occupation séparée des orbitales dégénérées avec des spins parallèles avant tout appariement. La formation immédiate de doublets contredit précisément cette règle, tandis que n + l appartient à la règle de Klechkowski.

Explication

Les électrons de valence participent principalement aux interactions chimiques et déterminent donc largement la réactivité. Les électrons de cœur contribuent beaucoup moins directement aux propriétés chimiques de liaison.

Explication

Le rayon atomique diminue dans une période en raison de la contraction des orbitales et augmente dans une colonne avec l’ajout de couches électroniques. La variation verticale ne se réduit donc pas à un effet de masse atomique.

Explication

L’énergie d’ionisation est une énergie positive fournie pour retirer un électron à un atome ou à un ion gazeux. La capture d’un électron relève de l’affinité électronique, tandis que l’attraction dans une liaison correspond à l’électronégativité.

Explication

L’électronégativité mesure l’attraction exercée par un atome sur les électrons d’une liaison et sa valeur sur l’échelle de Pauling est sans unité. Elle se distingue de l’énergie d’ionisation, qui quantifie l’arrachement d’un électron.

Explication

La charge nucléaire effective correspond à la charge positive du noyau effectivement ressentie par un électron après l’effet d’écran des autres électrons. La charge totale de l’atome ne décrit pas cette interaction électronique effective.

Explication

Le modèle de Slater utilise la relation $Z^*=Z-\sigma$, donc $Z^*=12-4,5=7,5$. Additionner la constante d’écran à la charge nucléaire donnerait une valeur contraire à l’effet d’écran, qui réduit la charge ressentie.

Explication

La relation $R_{at}=a_0\frac{n^2}{Z^*_{valence}}$ montre que le rayon augmente avec le carré du nombre quantique principal lorsque la charge effective reste fixe. Une dépendance directe au lieu d’une dépendance en $n^2$ ne respecte pas la formule.

Explication

En appliquant $E_n=-13,6\frac{(Z_n^*)^2}{n^2}\ \mathrm{eV}$, on obtient $E_n=-13,6\frac{2^2}{2^2}=-13,6\ \mathrm{eV}$. La valeur $-6,8\ \mathrm{eV}$ résulte d’une mauvaise prise en compte du carré de la charge effective.