QCM : Atomistique et structure atomique (41 questions)

Explication

L’atomistique soutient que toute matière provient d’atomes qui ne peuvent plus subir de changement ni de division. La définition d’un élément, la divisibilité des constituants et le recours aux seules molécules ne caractérisent pas cette conception.

Explication

Un élément est une entité immatérielle caractérisée par un symbole chimique et un numéro atomique $Z$. L’atome est une entité matérielle, le noyau en est une partie, et le nombre de nucléons ne remplace pas la définition de l’élément.

Explication

Un atome est une entité matérielle constituée d’un noyau et d’un cortège électronique. Un élément est immatériel, tandis que le noyau ou l’ensemble des nucléons ne représente pas l’atome entier.

Explication

Le noyau porte une charge positive et concentre presque toute la masse de l’atome; les électrons, négatifs, se déplacent rapidement autour de lui. Les réponses qui inversent les charges, la répartition de la masse ou la position des électrons contredisent cette structure.

Explication

Le proton porte une charge positive, tandis que le neutron est sans charge; leurs masses sont proches, avec une masse neutronique légèrement supérieure. Les autres descriptions inversent une charge, l’ordre des masses ou leur proximité.

Explication

Un atome neutre possède autant d’électrons que le noyau contient de protons, soit $Z=12$ électrons. Le nombre de neutrons n’est pas le nombre d’électrons, et la somme des protons et des neutrons compte les nucléons.

Explication

Le nombre de neutrons se calcule par $N=A-Z$, donc $N=31-15=16$. Réutiliser $Z$, additionner les valeurs ou inverser la soustraction ne donne pas le nombre de neutrons.

Explication

Des isotopes appartiennent au même élément car ils ont le même nombre de protons, mais ils diffèrent par leur nombre de neutrons. Les ions se distinguent par leur nombre d’électrons, les éléments différents par leur nombre de protons, et le même nombre de neutrons ne caractérise pas des isotopes distincts.

Explication

Des isotopes ont des nombres de protons et d’électrons identiques, mais des nombres de neutrons et des masses différents. L’égalité de masse ou de neutrons contredit cette distinction, tandis que le nombre de protons et de neutrons n’est pas commun.

Explication

Le carbone naturel comprend deux isotopes stables : le carbone 12 à 98,89 % et le carbone 13 à 1,11 %; le carbone 11 et le carbone 14 sont instables. Les autres descriptions inversent les abondances, confondent la stabilité du carbone 14 ou omettent l’instabilité du carbone 11.

Explication

La radioactivité est l’émission de rayonnements qui accompagne la désintégration spontanée d’un noyau instable. Une réaction chimique concerne les électrons, une excitation électronique ne correspond pas à une désintégration nucléaire, et l’absorption de rayonnements inverse le sens du phénomène défini.

Explication

En mécanique quantique, l’électron est décrit par une probabilité de présence dans l’espace plutôt que par une trajectoire précise. La trajectoire exacte relève de l’approche classique; l’énergie et une position fixe dans le noyau ne sont pas la description demandée.

Explication

Une orbitale atomique est une région de l’espace définie par une fonction mathématique Ψ où la probabilité de présence de l’électron est la plus grande. Une trajectoire précise n’est pas une orbitale, la probabilité minimale ne répond pas à la définition, et le noyau n’est pas cette région électronique.

Explication

Les nombres quantiques n, l et m décrivent la fonction d’espace Ψₙ,ₗ,ₘ et donc l’orbitale atomique. Omettre m rend la description incomplète; les lettres K, L et M nomment des couches, et le nombre de neutrons ne fait pas partie du triplet.

Explication

Le nombre quantique principal n détermine la taille et l’énergie de l’orbitale; les couches n = 1, 2, 3 et 4 sont nommées K, L, M et N. L correspond à n = 2 et N à n = 4; la géométrie et la sous-couche sont déterminées par le nombre quantique secondaire l.

Explication

La configuration électronique décrit comment les électrons d’un atome se répartissent dans les orbitales des différentes couches d’énergie. La structure du noyau concerne les nucléons, tandis que le classement des orbitales décrit leur énergie, pas la répartition des électrons.

Explication

La règle de stabilité conduit à occuper les orbitales par énergie croissante, selon l’ordre donné par la règle de Klechkowsky. L’énergie décroissante inverse ce principe, et la capacité des orbitales ou le nombre d’électrons par couche ne définit pas cet ordre.

Explication

Dans l’ordre de Klechkowsky, la séquence pertinente est $3p, 4s, 3d, 4p$ : après $4s$ vient donc $3d$. Placer $4p$ ou $5s$ ensuite saute une étape, tandis que $3p$ précède déjà $4s$.

Explication

Le principe de Pauli implique qu’une orbitale peut contenir au maximum deux électrons et que leurs spins sont opposés. Un même spin ne convient pas, et la capacité d’une orbitale n’augmente pas selon la couche de l’électron.

Explication

La règle de Hund fait occuper le maximum d’orbitales disponibles par des électrons de spins parallèles avant que ceux-ci ne s’apparient. L’appariement anticipé contredit cette règle, tandis que Pauli limite à deux électrons une même orbitale.

Explication

Le fer neutre possède 26 électrons, répartis selon la configuration $1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^6\ 4s^2\ 3d^6$ ; les exposants totalisent 26. Placer $3d$ avant $4s$, omettre $3p$ ou attribuer quatre électrons à $4s$ ne respecte pas cette configuration.

Explication

La couche de valence est la couche électronique externe, le plus souvent caractérisée par la valeur de n la plus élevée. La couche la plus proche du noyau et la première couche occupée confondent extérieur et intérieur, tandis que le nombre maximal d’électrons n’est pas le critère.

Explication

Un ion est un atome qui a perdu ou gagné un ou plusieurs électrons. Un isotope se distingue par son nombre de neutrons, un atome excité par un changement de niveau énergétique et une molécule par l’association d’atomes.

Explication

Le gain d’électrons donne à l’atome une charge négative : il devient un anion. Un cation résulte d’une perte d’électrons, et un changement de neutrons produit un isotope plutôt qu’un ion.

Explication

La classification périodique actuelle classe les éléments selon leur numéro atomique Z. La masse atomique, le nombre de neutrons et le nombre d’électrons de valence ne sont pas le critère de classement indiqué.

Explication

Les éléments d’une même période ont la même valeur du nombre quantique principal n pour leurs couches occupées. Une structure externe semblable caractérise généralement une colonne, et les éléments d’une période n’ont ni nécessairement le même nombre d’électrons de valence ni le même Z.

Explication

Les éléments d’une même colonne ont généralement une structure électronique externe semblable, ce qui est associé à des propriétés chimiques ou physiques voisines. La même valeur de n caractérise une période, tandis que les éléments distincts ont des numéros atomiques différents.

Explication

Les propriétés physiques et chimiques sont liées au nombre d’électrons et à la configuration de la couche de valence. Se fier au noyau ou à la masse seule néglige ce lien, tandis que les électrons de cœur ne sont pas le facteur indiqué.

Explication

Le potentiel d’ionisation est l’énergie nécessaire pour arracher un électron à un atome, ce qui forme un cation. L’affinité électronique concerne l’ajout d’un électron et l’électronégativité mesure une tendance à attirer des électrons en présence d’un autre atome.

Explication

L’affinité électronique correspond à l’énergie dégagée lorsqu’un électron est ajouté à un atome, qui devient alors un anion. Le potentiel d’ionisation concerne l’arrachement d’un électron, tandis que l’électronégativité exprime une tendance plutôt qu’une énergie de transformation.

Explication

L’électronégativité mesure la tendance d’un atome à prendre des électrons en présence d’un autre atome. Le potentiel d’ionisation porte sur l’arrachement d’un électron, et l’affinité électronique sur l’énergie dégagée lors de son ajout.

Explication

Les liaisons chimiques résultent des réarrangements des électrons de valence. Les électrons de cœur et les noyaux seuls ne constituent pas l’origine donnée; la répulsion de couches complètes correspond à un autre cas d’interaction.

Explication

Quand deux atomes ont des électronégativités élevées et comparables, le partage de deux électrons caractérise une liaison covalente. La liaison ionique implique un changement de propriétaire des électrons; la répulsion de couches complètes n’est pas ce partage.

Explication

L’hybridation est une réorganisation des orbitales d’un même atome qui accompagne la formation de liaisons. Le recouvrement entre deux atomes, le transfert et le partage d’électrons désignent d’autres aspects de la liaison chimique.

Explication

Les trois types d’hybridation du carbone sont sp³, sp² et sp. L’état sp³d n’en fait pas partie, et σ et π désignent des types de liaison plutôt que des hybridations.

Explication

Un carbone sp² possède trois liaisons σ et une liaison π dans une géométrie plane, avec des angles de 120°. L’angle de 109°28′ correspond à sp³, tandis que 180° caractérise sp.

Explication

L’hybridation sp³ donne au carbone quatre liaisons σ et une géométrie tétraédrique dont l’angle caractéristique est 109°28′. Les angles de 120° et 180° correspondent respectivement aux géométries sp² et sp.

Explication

Une liaison double comprend une liaison σ et une liaison π, cette dernière étant perpendiculaire au plan contenant σ. La disposition dans le même plan confond l’orientation, tandis que deux liaisons π caractérisent une liaison triple.

Explication

Dans une liaison double, le recouvrement des orbitales π empêche la rotation autour de la liaison σ. La liaison σ seule n’explique pas cet effet, et l’énoncé concerne les liaisons multiples, non les liaisons simples.

Explication

Une paire d’électrons de valence mise en commun par deux atomes constitue un doublet liant. Un doublet non liant n’est pas partagé, tandis qu’une orbitale et un transfert ne désignent pas cette paire commune.

Explication

Dans la représentation de Lewis, un tiret représente un doublet d’électrons de valence, qu’il soit liant ou non liant. Le limiter aux doublets liants oublie les doublets non liants ; les deux autres propositions confondent un tiret avec un électron ou un atome.