QCM : Atomistique et structure électronique — 36 questions

Explication

Les protons et les neutrons sont les nucléons réunis dans le noyau, alors que les électrons se trouvent autour de celui-ci. Confondre les électrons avec les constituants du noyau inverse la structure de l’atome.

Explication

Un cation possède davantage de protons que d’électrons et porte donc une charge positive. Un anion présente la situation inverse, avec davantage d’électrons que de protons.

Explication

Le nombre de neutrons se calcule par $N=A-Z=23-11=12$, tandis qu’un atome neutre possède autant d’électrons que de protons, soit 11. Le nombre de masse 23 compte l’ensemble des nucléons et ne correspond donc pas au nombre de neutrons.

Explication

Des isotopes appartiennent au même élément car ils possèdent le même nombre de protons, donc le même $Z$, mais ils diffèrent par leur nombre de neutrons et leur nombre de masse. Des éléments différents auraient des numéros atomiques différents.

Explication

Le niveau fondamental $n=1$ est l’état le plus stable, tandis que l’énergie augmente lorsque $n$ augmente vers les niveaux excités. L’ordre inverse commencerait par un état excité, qui possède une énergie supérieure et une stabilité moindre.

Explication

Dans l’atome d’hydrogène, l’énergie du niveau $n$ est $E_n=-\frac{13,6}{n^2}\,eV$, tandis que le rayon de l’orbite croît selon $r_n=a_0n^2$. Les autres propositions inversent ou modifient la dépendance en $n$ indiquée par ces relations.

Explication

Johannes Rydberg a formulé la relation qui exprime l’inverse de la longueur d’onde d’une raie d’hydrogène à partir des niveaux initial et final. Niels Bohr a plutôt proposé un modèle quantifié de l’atome, sans être l’auteur de cette formule spectrale.

Explication

La formule de Rydberg permet de relier la longueur d’onde d’une raie spectrale aux niveaux initial et final de la transition électronique. Le nombre d’électrons d’un ion hydrogénoïde relève de sa définition, tandis que le classement des orbitales et la masse molaire utilisent d’autres relations.

Explication

Le nombre quantique secondaire $l$ caractérise la sous-couche et la forme de l’orbitale, alors que $m$ décrit les différentes orientations orbitalaires permises dans cette sous-couche. Le spin électronique relève d’un autre nombre quantique, qui peut prendre les valeurs $+\frac{1}{2}$ et $-\frac{1}{2}$.

Explication

Une orbitale atomique correspond à une région de l’espace dans laquelle la probabilité de présence de l’électron est maximale. Elle ne décrit pas une trajectoire déterminée, et ne représente ni un niveau d’énergie global ni une zone du noyau.

Explication

La règle de Hund favorise l’occupation séparée des orbitales dégénérées par des électrons de spins parallèles avant leur appariement. Le classement selon $n+l$ relève de la règle de Klechkowski, tandis que la limite de deux électrons concerne la capacité d’une orbitale.

Explication

La règle de Hund favorise d’abord l’occupation séparée des orbitales d’une même sous-couche avec des spins parallèles, ce qui limite les répulsions électroniques. Le regroupement immédiat dans une même orbitale contredirait cette priorité de remplissage.

Explication

Le silicium possède quatorze électrons, répartis selon la configuration $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^2$, et présente ainsi quatre électrons de valence. La configuration comportant $3p^4$ correspond plutôt à un atome d’oxygène placé sur la troisième couche, tandis que celle avec $3p^6$ décrit une couche externe saturée.

Explication

La règle de Klechkowski classe les orbitales selon une valeur croissante de $n+l$, puis utilise un nombre $n$ croissant lorsque deux sous-couches ont la même somme. La règle de Hund concerne plutôt la répartition des électrons dans les orbitales d’une même sous-couche, et non l’ordre général de remplissage.

Explication

Un bloc regroupe les éléments selon la sous-couche dans laquelle se place leur électron différenciateur, ce qui conduit aux blocs s, p, d et f. Une période correspond plutôt à une ligne caractérisée par le même nombre de couches électroniques occupées.

Explication

La période, la famille et le bloc relient respectivement la position de l’élément à son niveau électronique principal, à sa colonne et à sa sous-couche en cours de remplissage. Les autres ensembles décrivent des grandeurs atomiques ou ioniques, mais ne constituent pas les trois repères d’organisation du tableau périodique.

Explication

L’énergie de première ionisation du béryllium dépasse celle du bore, car l’électron arraché au béryllium se trouve dans la sous-couche 2s, plus proche du noyau que la sous-couche 2p du bore. L’explication fondée sur la sous-couche 2p conduit donc à inverser la comparaison réelle entre les deux éléments.

Explication

L’énergie de première ionisation augmente globalement vers le haut et vers la droite du tableau périodique, car les électrons y sont plus fortement retenus par le noyau. Le rayon atomique suit une tendance opposée, en augmentant vers le bas et vers la gauche.

Explication

La perte d’électrons forme un cation plus petit, tandis que le gain d’électrons forme un anion plus grand, d’où l’ordre indiqué. L’ordre inverse confond les effets de la perte et du gain d’électrons sur le rayon.

Explication

Le rayon atomique croît à la fois vers le bas et vers la gauche du tableau périodique, en raison de l’ajout de couches électroniques et d’un écrantage accru. L’augmentation dans une seule direction ne rend donc pas compte de la tendance complète.

Explication

Cette expression donne l’énergie du niveau électronique de nombre quantique principal $n$ dans l’atome d’hydrogène. Le rayon est décrit par $r_n=a_0n^2$, tandis que l’énergie d’un photon concerne une transition entre deux niveaux.

Explication

L’énergie du niveau principal $n$ est donnée par $E_n=-\frac{13,6}{n^2}\,eV$, ce qui rend les niveaux liés négatifs et leur énergie moins négative lorsque $n$ augmente. L’expression positive avec le même dénominateur ne décrit pas l’énergie du niveau, car elle omet le signe caractéristique d’un état lié.

Explication

La raie de tête d’une série correspond à la transition depuis le niveau immédiatement supérieur, soit de $n+1$ vers $n$ ; pour Balmer, cela donne $n=3$ vers $n=2$. La transition de $n=\infty$ vers $n=2$ est la raie limite, caractérisée par l’énergie la plus élevée de la série.

Explication

Johannes Rydberg a formulé la relation qui relie la longueur d’onde d’une raie spectrale aux nombres quantiques des niveaux initial et final. Niels Bohr a proposé un modèle quantifié de l’atome, mais il n’est pas l’auteur de la formule de Rydberg.

Explication

Le nombre d’orbitales d’une sous-couche vaut $2l+1$, donc $2\times2+1=5$, et chaque orbitale peut accueillir deux électrons, soit dix au total. La valeur $n^2=9$ correspond au nombre total d’orbitales de la couche entière, pas à cette sous-couche.

Explication

Le nombre d’orbitales d’une couche est donné par $n^2$ ; pour $n=3$, on obtient donc $3^2=9$ orbitales. La valeur dix-huit correspond au nombre maximal d’électrons accueillis par cette couche, et non à son nombre d’orbitales.

Explication

Une orbitale ne peut accueillir que deux électrons, et ces deux électrons doivent avoir des spins opposés. La règle de Hund concerne plutôt la répartition dans plusieurs orbitales de même énergie, tandis qu’un nombre magnétique différent correspondrait à une autre orbitale.

Explication

La règle de Klechkowski établit l’ordre énergétique de remplissage des sous-couches grâce à la comparaison de $n+l$, tandis que la règle de Hund décrit la répartition des électrons dans les orbitales d’une même sous-couche. L’idée des spins opposés concerne la capacité d’une orbitale selon le principe d’exclusion de Pauli, et non la règle de Hund.

Explication

La règle de Hund impose de répartir d’abord les électrons dans un maximum d’orbitales dégénérées avec des spins parallèles, avant de les apparier. La formation préalable de paires dans une seule orbitale contredit cette règle de remplissage.

Explication

Les électrons de valence comprennent ceux de la couche la plus externe ainsi que ceux d’une sous-couche incomplète, et ils influencent fortement la réactivité. La sous-couche de plus grand nombre quantique principal ne suffit donc pas toujours à les identifier, notamment pour certains éléments de transition.

Explication

Le tableau périodique est organisé en 7 périodes, 18 familles et 4 blocs correspondant aux sous-couches s, p, d et f. Les autres propositions modifient soit le nombre de périodes, soit celui des familles, soit la désignation d’un bloc.

Explication

Les électrons de valence participent aux interactions chimiques et déterminent largement la réactivité de l’atome. La masse nucléaire dépend surtout des nucléons, tandis que le nombre de neutrons et la période ne sont pas définis par leur rôle chimique.

Explication

L’énergie de première ionisation correspond à l’énergie nécessaire pour retirer un électron à un atome gazeux, tandis que l’électronégativité exprime l’attraction exercée sur les électrons d’un doublet de liaison. La deuxième proposition inverse précisément les définitions des deux propriétés.

Explication

L’électronégativité mesure l’attraction exercée par un atome sur les électrons d’un doublet de liaison. L’énergie nécessaire pour arracher un électron correspond plutôt à l’énergie d’ionisation, une grandeur distincte.

Explication

Le rayon atomique sert à représenter approximativement la taille d’un atome. L’énergie d’ionisation et l’électronégativité décrivent respectivement l’arrachement et l’attraction des électrons, tandis que le nombre de neutrons dépend des nombres de masse et atomique.

Explication

La perte d’électrons réduit les répulsions électroniques et peut supprimer une couche externe, ce qui diminue le rayon du cation. La charge nucléaire ne diminue pas lors de la formation d’un ion, car le nombre de protons reste inchangé.