QCM : Atomistique et structure électronique — 33 questions

Explication

Le numéro atomique $Z$ correspond au nombre de protons et reste donc identique pour les isotopes d’un même élément. La différence entre ces isotopes concerne leur nombre de neutrons, et non leur comportement chimique général.

Explication

Le nombre de masse est la somme des nucléons, donc $A = Z + N = 8 + 9 = 17$. Le nombre 8 correspond au numéro atomique, qui compte les protons sans inclure les neutrons.

Explication

Des isotopes appartiennent au même élément parce qu’ils possèdent le même nombre de protons, mais ils se distinguent par leur nombre de neutrons. Des nombres de protons différents indiquent des éléments différents.

Explication

La masse atomique relative est définie comme un rapport par rapport au douzième de la masse du carbone 12 et ne possède donc pas d’unité. Une masse atomique exprimée en uma ou en g/mol porte, elle, une unité.

Explication

La masse atomique relative combine les masses des isotopes selon leurs abondances et tient compte du défaut de masse nucléaire, ce qui conduit généralement à une valeur non entière. Elle n’est donc pas une simple masse isotopique entière.

Explication

Le nombre d’Avogadro vaut $N_A = 6{,}022 \times 10^{23}\ \mathrm{mol}^{-1}$, ce qui correspond au nombre d’entités contenues dans une mole. Une puissance négative de dix décrirait une quantité extrêmement petite, incompatible avec une mole.

Explication

La masse moléculaire s’obtient en additionnant les masses atomiques des atomes constituants, car l’énergie des liaisons chimiques a un effet négligeable en pratique. Le nombre de liaisons ne fournit donc pas une règle de calcul de la masse moléculaire.

Explication

Leucippe de Milet introduit vers 450 av. J.-C. l’idée que la matière est formée de particules insécables appelées atomes. Aristote défend ensuite une conception continue de la matière, tandis que Lavoisier et Mendéléev appartiennent à des périodes beaucoup plus récentes.

Explication

Démocrite considère que la matière est discontinue et formée d’atomes indivisibles séparés par du vide, qui diffèrent notamment par leur forme et leur taille. La conception d’une matière continue composée de quatre éléments est associée à Aristote.

Explication

En 1789, Lavoisier recense 33 éléments connus et formule l’idée résumée par « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme ». La classification fondée sur 63 éléments appartient à Mendéléev, en 1869.

Explication

Rutherford décrit en 1911 un atome dont la masse et la charge positive sont concentrées dans un noyau entouré d’électrons négatifs. La notion d’orbitales probabilistes appartient au modèle de Schrödinger, et non au modèle planétaire de Rutherford.

Explication

Le modèle de Rutherford conduit à une émission continue et à une perte d’énergie de l’électron, tandis que les spectres atomiques présentent des raies discontinues. L’explication des raies discrètes nécessite une quantification de l’énergie.

Explication

La quantification impose que l’échange d’énergie soit un multiple entier de $h\nu$, selon $\Delta E = n h\nu$. Cette relation s’oppose à une variation continue de l’énergie.

Explication

L’énergie d’un photon est proportionnelle à sa fréquence selon $E=h\nu$, tandis que l’énergie seuil vaut $E_0=h\nu_0$. La relation inverse avec la fréquence ne décrit pas l’énergie photonique.

Explication

Les raies d’émission de l’hydrogène sont regroupées en séries caractérisées par un entier inférieur $j$ et un entier supérieur $i$. Cette organisation en raies distinctes ne correspond pas à un spectre continu.

Explication

La dualité associe une onde à tout corpuscule en mouvement et distingue, pour la lumière, la propagation ondulatoire des échanges d’énergie corpusculaires. Confondre ces deux contextes revient à inverser les domaines d’expression des deux caractères.

Explication

Le principe d’incertitude affirme qu’il est impossible de déterminer simultanément la position et la quantité de mouvement d’un corpuscule en mouvement. Il ne rend pas impossible la mesure séparée de chacune de ces grandeurs.

Explication

Le modèle de Bohr représente l’électron comme un corpuscule localisé sur une orbite déterminée, représentation incompatible avec la dualité onde-corpuscule et le principe d’incertitude. Les orbitales probabilistes appartiennent à une description quantique ultérieure.

Explication

Une orbitale correspond à l’ensemble des points où la probabilité de trouver un électron n’est pas nulle. Elle se distingue donc d’une orbite, qui représenterait une trajectoire déterminée.

Explication

Le produit $|\psi|^2\,dV$ donne la probabilité de trouver l’électron dans un élément de volume. En revanche, $|\psi|^2$ seul représente une densité de probabilité.

Explication

Le nombre quantique principal $n$ caractérise une couche électronique et détermine majoritairement son énergie. La forme, l’orientation et le spin relèvent respectivement d’autres nombres quantiques.

Explication

La règle $0 \le l \le n-1$ donne, pour $n=3$, les valeurs $0$, $1$ et $2$. La valeur $l=3$ dépasse donc la limite permise pour cette couche.

Explication

Le principe de Pauli autorise au maximum deux électrons dans une orbitale, et leurs spins doivent être opposés. Deux spins identiques ou la présence de trois électrons dans cette orbitale ne respectent pas cette règle.

Explication

À l’état fondamental, chaque électron occupe le niveau disponible d’énergie la plus basse. Le nombre d’électrons déjà présents ou l’orientation spatiale ne remplace pas ce critère énergétique.

Explication

La règle de Hund impose que les orbitales de même énergie soient d’abord occupées séparément. Un électron ne s’apparie pas tant qu’une orbitale dégénérée reste vide.

Explication

La capacité maximale d’une couche est donnée par $2n^2$, donc $2\times 3^2=18$ électrons. Le nombre $n^2=9$ correspond au nombre d’orbitales, et non à la capacité électronique maximale.

Explication

Le potentiel d’ionisation est l’énergie requise pour arracher l’électron le plus faiblement lié d’un atome isolé gazeux. L’addition d’un électron relève de l’affinité électronique, et non du potentiel d’ionisation.

Explication

La charge nucléaire effective correspond à la charge réelle du noyau diminuée par une charge fictive représentant l’écran exercé par les électrons internes. Elle n’est donc pas une simple addition des effets de répulsion électroniques.

Explication

L’affinité électronique correspond à l’énergie dégagée ou absorbée lorsqu’un atome isolé gazeux gagne un électron. Elle peut être exothermique ou endothermique, contrairement au processus d’arrachement décrit par le potentiel d’ionisation.

Explication

L’électronégativité caractérise l’attraction exercée par un atome sur les électrons lorsqu’il participe à un composé. Le potentiel d’ionisation concerne plutôt l’énergie nécessaire pour arracher un électron à un atome isolé gazeux.

Explication

Une liaison covalente associe généralement des éléments dont les électronégativités sont proches, ce qui favorise le partage des électrons. Des électronégativités très différentes caractérisent plutôt une liaison ionique.

Explication

La polarisabilité mesure la facilité avec laquelle le nuage électronique se déforme sous l’action d’un champ électrique. L’énergie d’arrachement relève du potentiel d’ionisation, tandis que l’attraction des électrons liés relève de l’électronégativité.

Explication

Dans un groupe, l’augmentation du nombre d’électrons rend le nuage électronique plus déformable, donc plus polarisable. Dans une période, l’augmentation de la charge nucléaire effective attire davantage les électrons et réduit cette déformabilité.