QCM : Atomistique et structure électronique (53 questions)

Questions et réponses du QCM

1. Quelle structure Rutherford a-t-il déduite de ses expériences sur l’atome ?

Un noyau dense central autour duquel gravitent des électrons
Un ensemble d’électrons fixes entourant un noyau sans structure
Une sphère positive dans laquelle les électrons sont répartis
Un noyau diffus entouré d’une couche électronique uniforme

Un noyau dense central autour duquel gravitent des électrons

Explication

Les expériences de Rutherford l’ont conduit à proposer un noyau dense au centre de l’atome, autour duquel gravitent les électrons. Le modèle d’une sphère positive contenant des électrons est associé à Thomson, et non à Rutherford.

2. Que représente le nuage électronique dans la description d’un atome ?

La trajectoire précise suivie par un électron autour du noyau
La répartition des protons et des neutrons autour des électrons
La probabilité de trouver un électron dans une région autour du noyau
La limite fixe de la région que les électrons peuvent occuper

La probabilité de trouver un électron dans une région autour du noyau

Explication

Le nuage électronique décrit la probabilité de présence d’un électron dans une région autour du noyau, puisque sa position exacte ne peut pas être déterminée. Il ne représente donc pas une trajectoire précise de l’électron.

3. Qu’est-ce que le numéro atomique ZZ indique pour un atome ?

Le nombre de protons dans le noyau, qui définit l’élément
Le nombre total de nucléons présents dans le noyau
Le nombre de neutrons présents dans le noyau
Le nombre d’électrons perdus ou gagnés par l’atome

Le nombre de protons dans le noyau, qui définit l’élément

Explication

Le numéro atomique ZZ correspond au nombre de protons du noyau et détermine l’identité de l’élément chimique. Le nombre total de nucléons est plutôt indiqué par le nombre de masse AA.

4. Un noyau contient ZZ protons et NN neutrons : comment détermine-t-on son nombre de masse AA ?

En comptant les électrons autour du noyau
En multipliant le nombre de protons par celui des neutrons
En additionnant le nombre de protons et celui de neutrons
En soustrayant le nombre de neutrons du nombre de protons

En additionnant le nombre de protons et celui de neutrons

Explication

Le nombre de masse est le nombre total de nucléons du noyau, donc A=Z+NA = Z + N. Le nombre d’électrons ne contribue pas à ce décompte des nucléons.

5. Un atome neutre perd deux électrons : quel type d’ion se forme ?

Un cation, car la perte d’électrons donne une charge positive
Un isotope, car la perte d’électrons modifie le nombre de neutrons
Un anion, car la perte d’électrons donne une charge négative
Un atome neutre, car le noyau conserve le même nombre de protons

Un cation, car la perte d’électrons donne une charge positive

Explication

La perte d’électrons laisse l’atome avec une charge positive et forme un cation. Un anion se forme au contraire lorsqu’un atome gagne des électrons.

6. Deux atomes ont le même nombre de protons, mais des nombres de neutrons différents : quelle relation ont-ils ?

Ce sont des isotopes du même élément, avec des nombres de masse différents
Ce sont des ions du même élément, avec des charges différentes
Ce sont des atomes de même nombre de masse, avec des nombres de protons différents
Ce sont des éléments différents, avec des numéros atomiques différents

Ce sont des isotopes du même élément, avec des nombres de masse différents

Explication

Des isotopes ont le même nombre de protons et le même numéro atomique, mais des nombres de neutrons différents, ce qui entraîne des nombres de masse différents. Des éléments distincts se différencient par leur nombre de protons et donc par leur numéro atomique.

7. Quelle description associe correctement les contributions de Planck et d’Einstein à la quantification de l’énergie ?

Planck explique la lumière par des ondes continues, puis Einstein écarte l’idée des photons
Planck propose des échanges d’énergie quantifiés, puis Einstein décrit la lumière comme des photons d’énergie quantifiée
Planck décrit la lumière comme des photons, puis Einstein propose des échanges d’énergie quantifiés
Planck relie la quantification à la matière, puis Einstein attribue les photons aux noyaux atomiques

Planck propose des échanges d’énergie quantifiés, puis Einstein décrit la lumière comme des photons d’énergie quantifiée

Explication

Planck a introduit l’idée d’échanges d’énergie quantifiés, et Einstein a décrit la lumière comme constituée de photons d’énergie quantifiée pour rendre compte de l’effet photoélectrique. Inverser leurs contributions attribue à tort l’explication des photons à Planck.

8. Quelle association distingue correctement les aspects ondulatoire et corpusculaire de la lumière ?

Les photons et la diffraction relèvent de l’aspect ondulatoire, tandis que l’interférence relève de l’aspect corpusculaire
Les photons et l’interférence relèvent de l’aspect corpusculaire, tandis que la diffraction relève de l’aspect ondulatoire
Interférence et diffraction relèvent de l’aspect corpusculaire, tandis que les photons relèvent de l’aspect ondulatoire
Interférence et diffraction relèvent de l’aspect ondulatoire, tandis que les photons relèvent de l’aspect corpusculaire

Interférence et diffraction relèvent de l’aspect ondulatoire, tandis que les photons relèvent de l’aspect corpusculaire

Explication

L’interférence et la diffraction manifestent la nature ondulatoire de la lumière, tandis que les photons sont associés à sa nature corpusculaire. Attribuer les photons à l’aspect ondulatoire confond les deux descriptions.

9. Selon la relation de De Broglie, quelle longueur d’onde est associée à une particule de quantité de mouvement pp ?

λ=hmv2\lambda = \frac{h}{mv^2}
λ=hp\lambda = hp
λ=ph\lambda = \frac{p}{h}
λ=hp\lambda = \frac{h}{p}

$$\lambda = \frac{h}{p}$$

Explication

La relation de De Broglie associe à toute particule en mouvement une longueur d’onde λ=hp\lambda = \frac{h}{p}. L’expression ph\frac{p}{h} inverse le rapport et ne donne pas la relation indiquée.

10. Quelle limite le principe d’incertitude de Heisenberg impose-t-il à la description d’une particule microscopique ?

La position ne peut pas être déterminée, même si la quantité de mouvement l’est
La position et la quantité de mouvement ne peuvent pas être connues simultanément avec précision
La vitesse et l’énergie ne peuvent pas être mesurées séparément pour une particule
La quantité de mouvement reste imprécise, même si la position n’est pas mesurée

La position et la quantité de mouvement ne peuvent pas être connues simultanément avec précision

Explication

Le principe de Heisenberg interdit de connaître simultanément avec précision la position et la quantité de mouvement d’une particule microscopique. Il ne formule pas cette limite comme une interdiction générale de mesurer séparément vitesse et énergie.

11. Quels nombres quantiques interviennent dans la résolution de l’équation de Schrödinger pour l’atome d’hydrogène ?

Les nombres quantiques entiers n, l, m et s
Les nombres quantiques entiers l, m et s
Les nombres quantiques entiers n, l et m
Les nombres quantiques entiers n, m et s

Les nombres quantiques entiers n, l et m

Explication

Pour l’atome d’hydrogène, la résolution fait intervenir les trois nombres quantiques n, l et m. Le spin s est une caractéristique supplémentaire de l’électron, mais il ne fait pas partie de ces trois nombres dans l’énoncé considéré.

12. Pour un électron dont le nombre quantique principal vaut n=3n=3, quelles valeurs peut prendre le nombre quantique secondaire ll ?

1,2,31, 2, 3, correspondant aux états p, d et f
−2,−1,0,1,2-2, -1, 0, 1, 2, correspondant aux orientations
0,1,2,30, 1, 2, 3, correspondant aux états s, p, d et f
0,1,20, 1, 2, correspondant aux états s, p et d

$$0, 1, 2$$, correspondant aux états s, p et d

Explication

Le nombre quantique secondaire prend les valeurs entières de zéro à n−1n-1 ; pour n=3n=3, il peut donc valoir 0, 1 ou 2. Les valeurs jusqu’à 3 ne sont possibles que lorsque le nombre principal est au moins égal à 4.

13. Pour une valeur donnée de ll, que décrit le nombre quantique magnétique mm et quelles valeurs peut-il prendre ?

Il décrit la couche et varie de 1 à ll par valeurs entières
Il décrit l’énergie et prend les valeurs entières de −n-n à +n+n
Il décrit l’orientation de l’orbitale et varie de −l-l à +l+l par valeurs entières
Il décrit l’état s, p, d ou f et varie de 0 à n−1n-1

Il décrit l’orientation de l’orbitale et varie de $$-l$$ à $$+l$$ par valeurs entières

Explication

Le nombre magnétique détermine l’orientation de l’orbitale et prend toutes les valeurs entières comprises entre −l-l et +l+l. La plage de zéro à n−1n-1 correspond plutôt au nombre secondaire.

14. Qu’est-ce qui définit une orbitale atomique dans le modèle des nombres quantiques ?

Une couche définie par le nombre quantique secondaire et correspondant à une énergie unique
Une fonction d’onde associée à un jeu complet de nombres quantiques et représentant une zone d’équidensité de probabilité
Une trajectoire précise de l’électron déterminée par le seul nombre quantique principal
Une région sphérique dont l’orientation est fixée par le nombre quantique principal

Une fonction d’onde associée à un jeu complet de nombres quantiques et représentant une zone d’équidensité de probabilité

Explication

Une orbitale est une fonction d’onde associée aux valeurs complètes de nn, ll et mm, et elle représente une zone d’équidensité de probabilité de présence. Une trajectoire précise n’est pas ce que décrit une orbitale.

15. Dans quel état se trouve un atome qui n’a reçu aucun apport d’énergie ?

Dans un état ionisé, où un électron a quitté l’atome
Dans son état fondamental, qui correspond à son énergie minimale
Dans un état de transition, entre deux niveaux d’énergie
Dans un état excité, qui correspond à son énergie maximale accessible

Dans son état fondamental, qui correspond à son énergie minimale

Explication

Sans apport d’énergie, l’atome se trouve dans son état fondamental, c’est-à-dire son état d’énergie minimale. Un état excité suppose au contraire que l’atome a reçu de l’énergie.

16. Que se passe-t-il lorsqu’un atome absorbe de l’énergie puis se désexcite ?

Il reste au même niveau d’énergie et transforme l’énergie absorbée en photon
Il passe à un état d’énergie plus basse, puis émet un photon en remontant vers une énergie plus élevée
Il passe à un état d’énergie plus élevée, puis émet un photon en revenant vers une énergie plus basse
Il émet un photon pendant l’absorption, puis en absorbe un pendant la désexcitation

Il passe à un état d’énergie plus élevée, puis émet un photon en revenant vers une énergie plus basse

Explication

L’absorption d’énergie fait monter l’atome vers un état excité ; sa désexcitation vers une énergie plus basse s’accompagne de l’émission d’un photon. Confondre les deux transitions inverse le sens énergétique de l’absorption et de l’émission.

17. Quelle relation donne l’énergie du niveau nn de l’électron dans l’atome d’hydrogène ?

En=−E0n2E_n=-E_0n^2, avec E0=2,17×10−18 JE_0=2{,}17\times10^{-18}\,\text{J}
En=−E0n2E_n=-\frac{E_0}{n^2}, avec E0=2,17×10−18 JE_0=2{,}17\times10^{-18}\,\text{J}
En=−E0nE_n=-\frac{E_0}{n}, avec E0=2,17×10−18 JE_0=2{,}17\times10^{-18}\,\text{J}
En=E0n2E_n=\frac{E_0}{n^2}, avec E0=2,17×10−18 JE_0=2{,}17\times10^{-18}\,\text{J}

$$E_n=-\frac{E_0}{n^2}$$, avec $$E_0=2{,}17\times10^{-18}\,\text{J}$$

Explication

Les niveaux d’énergie de l’hydrogène suivent la loi quantifiée En=−E0/n2E_n=-E_0/n^2, où E0=2,17×10−18 JE_0=2{,}17\times10^{-18}\,\text{J}. Une dépendance en 1/n1/n ne respecte pas la relation quadratique donnée.

18. Quelle conséquence le principe de Pauli impose-t-il à l’occupation d’une orbitale atomique ?

Elle peut contenir au maximum deux électrons de spins opposés
Elle peut contenir quatre électrons si leurs nombres quantiques principaux diffèrent
Elle peut contenir au maximum deux électrons de même spin
Elle peut contenir un électron par valeur possible du nombre magnétique

Elle peut contenir au maximum deux électrons de spins opposés

Explication

Le principe de Pauli interdit à deux électrons d’un atome d’avoir les quatre mêmes nombres quantiques ; une orbitale peut donc accueillir au plus deux électrons de spins opposés. Deux électrons dans la même orbitale ne peuvent pas avoir le même spin.

19. Selon la règle de Klechkowski, comment départage-t-on deux états ayant la même valeur de n+ln+l ?

On place d’abord l’état qui possède le plus grand nombre de valeurs possibles de mm
On place d’abord l’état dont le nombre quantique secondaire ll est le plus grand
On place d’abord l’état dont le nombre quantique principal nn est le plus grand
On place d’abord l’état dont le nombre quantique principal nn est le plus petit

On place d’abord l’état dont le nombre quantique principal $$n$$ est le plus petit

Explication

La règle classe d’abord les états selon n+ln+l croissant et, en cas d’égalité, privilégie le plus petit nn. Choisir le plus grand nn inverse ce critère de départage.

20. Dans des orbitales de même état, comment la règle de Hund répartit-elle les électrons ?

Elle favorise une répartition qui maximise le nombre de spins non appariés et le caractère paramagnétique
Elle place les électrons dans des états d’énergie différents afin de réduire leur nombre total
Elle favorise l’appariement des spins afin de maximiser le caractère diamagnétique
Elle répartit les électrons selon leur orientation magnétique, indépendamment de leur spin

Elle favorise une répartition qui maximise le nombre de spins non appariés et le caractère paramagnétique

Explication

La règle de Hund favorise la répartition qui maximise le caractère paramagnétique, donc les spins non appariés. Une répartition où les spins sont appariés correspond plutôt au caractère diamagnétique.

21. Comment exprime-t-on la charge effective Z∗Z^* ressentie par un électron en tenant compte de l’écran des autres électrons ?

Z∗=ZσZ^*=Z\sigma, où ZZ est la charge nucléaire et σ\sigma la constante d’écran
Z∗=Z+σZ^*=Z+\sigma, où ZZ est la charge nucléaire et σ\sigma la constante d’écran
Z∗=σ−ZZ^*=\sigma-Z, où ZZ est la charge nucléaire et σ\sigma la constante d’écran
Z∗=Z−σZ^*=Z-\sigma, où ZZ est la charge nucléaire et σ\sigma la constante d’écran

$$Z^*=Z-\sigma$$, où $$Z$$ est la charge nucléaire et $$\sigma$$ la constante d’écran

Explication

La charge effective est la charge nucléaire diminuée de la constante d’écran produite par les autres électrons. L’addition de l’écran ne traduit pas la diminution de charge ressentie par l’électron.

22. Dans le modèle de Lewis, que représentent les doublets libres autour d’un atome ?

Des électrons périphériques qui ne participent pas à une liaison
Des électrons transférés vers une orbitale moléculaire antiliante
Des doublets partagés systématiquement entre deux atomes liés
Des électrons internes engagés dans la liaison entre deux atomes

Des électrons périphériques qui ne participent pas à une liaison

Explication

Le modèle de Lewis représente les électrons périphériques, qu’ils soient engagés dans une liaison ou présents sous forme de doublets libres. Les doublets partagés correspondent plutôt aux doublets de liaison.

23. Lorsqu’un atome possède un doublet libre et qu’un autre présente une lacune électronique, comment peut se former une liaison entre eux ?

Les deux atomes partagent plusieurs doublets, formant une liaison covalente multiple
Chaque atome fournit un électron célibataire, formant une liaison covalente simple
Le premier donne son doublet au second, formant une liaison de coordinence
Le second transfère un électron au premier, formant une liaison ionique

Le premier donne son doublet au second, formant une liaison de coordinence

Explication

Une liaison dative, aussi appelée liaison de coordinence, résulte du don d’un doublet par un atome à un autre qui possède une lacune électronique. Une liaison covalente simple se forme plutôt par partage d’un doublet constitué d’électrons provenant des deux atomes.

24. Que se passe-t-il lors d’une extension de valence ?

Un électron est déplacé vers une orbitale disponible, ce qui augmente la valence avec un coût énergétique E∗E^*
Un électron est transféré à un autre atome, ce qui augmente la charge sans changer la valence
Deux orbitales atomiques se combinent, ce qui crée une orbitale moléculaire sans coût énergétique
Un doublet libre est retiré de l’atome, ce qui réduit la valence sans coût énergétique

Un électron est déplacé vers une orbitale disponible, ce qui augmente la valence avec un coût énergétique $$E^*$$

Explication

L’extension de valence consiste à déplacer un électron vers une orbitale disponible afin d’augmenter la valence, ce qui demande une énergie E∗E^*. Un transfert d’électron à un autre atome décrit plutôt une modification de charge, pas le mécanisme indiqué.

25. Pourquoi BH₃ est-il réactif du point de vue de l’atome de bore ?

Le bore porte une charge négative qui repousse les atomes d’hydrogène
Le bore a déjà quatre liaisons et doit en rompre une
Le bore, de valence 3, possède un doublet libre supplémentaire
Le bore, de valence 3, possède une lacune électronique

Le bore, de valence 3, possède une lacune électronique

Explication

Dans BH₃, le bore de valence 3 présente une lacune électronique, ce qui contribue à sa réactivité. La présence d’un doublet libre supplémentaire ne correspond pas à la caractéristique indiquée pour le bore dans cette molécule.

26. Comment le carbone peut-il atteindre une valence de 4 malgré ses deux électrons célibataires à l’état fondamental ?

Par le retrait d’un électron, qui transforme les deux électrons célibataires en quatre
Par une extension de valence qui permet de disposer de quatre électrons célibataires
Par la création de quatre doublets libres, qui remplacent les liaisons covalentes
Par la formation d’une lacune électronique, qui augmente directement le nombre de liaisons

Par une extension de valence qui permet de disposer de quatre électrons célibataires

Explication

Une extension de valence permet au carbone d’atteindre une valence 4, même si sa configuration fondamentale ne comporte que deux électrons célibataires. La formation d’une lacune électronique ne constitue pas le mécanisme d’augmentation de valence décrit ici.

27. Quel est le résultat de la méthode LCAO lorsqu’on combine deux orbitales atomiques ?

La formation de deux orbitales moléculaires par combinaison linéaire des orbitales atomiques
La formation d’une seule orbitale moléculaire par fusion complète des orbitales atomiques
La formation de trois orbitales moléculaires par séparation des orbitales atomiques
La conservation de deux orbitales atomiques sans formation d’orbitales moléculaires

La formation de deux orbitales moléculaires par combinaison linéaire des orbitales atomiques

Explication

La méthode LCAO construit des orbitales moléculaires en combinant linéairement des orbitales atomiques, et deux orbitales atomiques donnent deux orbitales moléculaires. Elle ne fusionne donc pas les deux orbitales en une seule.

28. Dans H₂, quelle description correspond aux deux électrons issus des orbitales atomiques 1s ?

Ils occupent l’OM σ* antiliante, tandis que l’OM σ liante reste vide
Un électron occupe σ et l’autre σ*, ce qui donne une occupation équilibrée
Ils restent dans deux orbitales atomiques 1s sans former d’orbitale moléculaire
Ils occupent l’OM σ liante, tandis que l’OM σ* antiliante reste vide

Ils occupent l’OM σ liante, tandis que l’OM σ* antiliante reste vide

Explication

La combinaison des deux orbitales 1s de H₂ produit une OM σ liante et une OM σ* antiliante, et les deux électrons occupent σ, soit σ2σ∗0\sigma^2\sigma^{*0}. Placer les électrons dans σ* inverserait le rôle des orbitales liante et antiliante.

29. Pourquoi la combinaison des orbitales 1s ne stabilise-t-elle pas He₂ ?

Les contributions énergétiques de liaison et d’antiliaison se compensent, donnant un bilan nul
Le bilan est positif, car les électrons quittent les orbitales atomiques pour former des ions
Les orbitales 1s ne peuvent pas se combiner lorsque les atomes sont des gaz nobles
Les électrons occupent uniquement l’orbitale liante, mais leur répulsion annule sa stabilisation

Les contributions énergétiques de liaison et d’antiliaison se compensent, donnant un bilan nul

Explication

Pour He₂, le bilan énergétique est +2ΔE−2ΔE=0+2\Delta E-2\Delta E=0, donc la combinaison des orbitales 1s n’apporte pas de stabilisation. Contrairement à H₂, l’orbitale antiliante est également occupée, ce qui annule la contribution stabilisante.

30. Quel type d’orbitale moléculaire résulte du recouvrement latéral de deux orbitales atomiques p ?

Une orbitale moléculaire σ*
Une orbitale moléculaire π
Une orbitale moléculaire σ
Une orbitale atomique p non combinée

Une orbitale moléculaire π

Explication

Le recouvrement latéral d’orbitales p forme des orbitales moléculaires π. Le recouvrement axial forme plutôt une orbitale moléculaire σ.

31. Que représente l’énergie de liaison pour une liaison A–B à l’état gazeux ?

L’énergie libérée lors de la formation de A–B(g) à partir de A(g) et B(g), toujours positive
L’énergie nécessaire pour dissocier A–B en solution, dont le signe dépend de la pression
L’énergie nécessaire pour dissocier A–B(g) en A(g) et B(g) à température et pression constantes, toujours positive
L’énergie nécessaire pour exciter A–B(g) sans séparer les atomes, toujours positive

L’énergie nécessaire pour dissocier A–B(g) en A(g) et B(g) à température et pression constantes, toujours positive

Explication

L’énergie de liaison correspond à l’énergie nécessaire pour séparer les atomes gazeux à température et pression constantes, et sa valeur est positive. L’énergie libérée lors de la formation de la liaison décrit le processus inverse.

32. Deux liaisons comparables ont des énergies de liaison différentes : que peut-on déduire de celle dont l’énergie est la plus grande ?

Elle est plus longue, et une augmentation de l’indice de liaison tend généralement à diminuer son énergie
Elle est plus faible, car une grande énergie indique une dissociation plus facile
Elle est plus polaire, et son énergie dépend principalement de la différence d’électronégativité
Elle est plus solide, et une augmentation de l’indice de liaison tend généralement à accroître son énergie

Elle est plus solide, et une augmentation de l’indice de liaison tend généralement à accroître son énergie

Explication

Une énergie de liaison plus élevée indique une liaison plus solide, et l’énergie augmente généralement avec l’indice de liaison. Une grande énergie ne signifie pas que la dissociation est plus facile, mais qu’il faut davantage d’énergie pour la provoquer.

33. Comment détermine-t-on la longueur d’une liaison entre deux atomes liés ?

En additionnant les énergies de liaison des deux atomes
En additionnant les rayons covalents des deux atomes
En soustrayant les rayons covalents des deux atomes
En multipliant les rayons covalents par l’indice de liaison

En additionnant les rayons covalents des deux atomes

Explication

La longueur de liaison est égale à la somme des rayons covalents des atomes liés. La différence entre ces rayons ne donne pas la définition de cette longueur.

34. Comment obtient-on le moment dipolaire global d’une molécule à partir de ses liaisons ?

En prenant le moment dipolaire de la liaison la plus polaire
En effectuant la somme vectorielle des moments dipolaires de liaison
En additionnant les valeurs absolues des moments dipolaires de liaison
En calculant la différence entre les moments dipolaires de liaison

En effectuant la somme vectorielle des moments dipolaires de liaison

Explication

Le moment dipolaire moléculaire résulte de la somme vectorielle des moments dipolaires associés aux liaisons. Une somme de leurs seules valeurs absolues ignorerait leur orientation et ne permettrait pas de rendre compte de leur compensation.

35. Quel principe détermine la disposition des doublets électroniques autour de l’atome central selon la méthode VSEPR ?

Les doublets se disposent aussi loin que possible les uns des autres afin de réduire leur répulsion
Les doublets se rapprochent de l’atome central afin de maximiser le recouvrement orbitalaire
Les doublets libres se placent à l’opposé des atomes afin de maximiser la longueur des liaisons
Les doublets liants s’alignent entre eux afin de réduire la polarité des liaisons

Les doublets se disposent aussi loin que possible les uns des autres afin de réduire leur répulsion

Explication

La méthode VSEPR explique la géométrie par la répulsion entre doublets électroniques, qui s’organisent en s’écartant autant que possible. Le recouvrement orbitalaire relève d’une autre considération et ne constitue pas le principe VSEPR.

36. Dans la notation AX3E1AX_3E_1, quelle est la coordinence de l’atome central A ?

Un, car seul le doublet libre est comptabilisé avec l’atome central
Quatre, car elle correspond à la somme de trois groupements liés et d’un doublet libre
Trois, car seuls les groupements liés à A entrent dans la coordinence
Six, car chaque liaison et chaque doublet comptent pour deux unités

Quatre, car elle correspond à la somme de trois groupements liés et d’un doublet libre

Explication

La coordinence est n+mn+m : dans AX3E1AX_3E_1, elle vaut donc quatre. La valeur trois ne compte que les groupements liés et omet le doublet libre présent sur A.

37. Quelle géométrie de base et quel angle caractérisent une molécule de type AX4AX_4 ?

Une géométrie octaédrique avec des angles de 90∘90^\circ
Une géométrie triangulaire plane avec des angles de 120∘120^\circ
Une géométrie tétraédrique avec des angles de 109,5∘109{,}5^\circ
Une géométrie bipyramidale trigonale avec des angles de 90∘90^\circ et 120∘120^\circ

Une géométrie tétraédrique avec des angles de $$109{,}5^\circ$$

Explication

La géométrie de base associée à AX4AX_4 est tétraédrique, avec des angles de 109,5∘109{,}5^\circ. La géométrie triangulaire plane à 120∘120^\circ correspond plutôt à AX3AX_3.

38. Quel effet la présence de doublets libres sur l’atome central a-t-elle généralement sur les angles entre les groupements liés ?

Elle transforme les doublets liants en doublets libres et conserve les angles de la géométrie de base
Elle laisse les angles de la géométrie de base inchangés tout en allongeant les liaisons
Elle augmente la répulsion exercée sur les doublets liants et réduit les angles entre les groupements liés
Elle réduit la répulsion exercée sur les doublets liants et augmente les angles entre les groupements liés

Elle augmente la répulsion exercée sur les doublets liants et réduit les angles entre les groupements liés

Explication

Les doublets libres repoussent davantage les doublets liants, ce qui réduit les angles entre les groupements liés par rapport à la géométrie de base. L’augmentation des angles attribuée à leur présence inverse cet effet.

39. Que caractérise l’hybridation des orbitales atomiques ?

Un mécanisme qui conserve la forme des orbitales tout en augmentant leur nombre
Un mécanisme quantique qui modifie la forme des orbitales tout en conservant leur nombre et leur énergie
Un mécanisme qui modifie le nombre et l’énergie des orbitales afin de former des liaisons
Un mécanisme qui transforme toutes les orbitales atomiques en orbitales moléculaires

Un mécanisme quantique qui modifie la forme des orbitales tout en conservant leur nombre et leur énergie

Explication

L’hybridation modifie la forme des orbitales atomiques sans changer leur nombre ni leur énergie. La modification du nombre ou de l’énergie des orbitales ne correspond pas à cette caractérisation.

40. Dans une description faisant intervenir des orbitales hybrides, quelles orbitales participent aux liaisons σ\sigma et π\pi ?

Les deux types de liaisons utilisent des OA pures, tandis que les doublets libres occupent des OA hybrides
Les liaisons σ\sigma utilisent des OA pures, tandis que les liaisons π\pi utilisent des OA hybrides
Les deux types de liaisons utilisent des OA hybrides, tandis que les doublets libres occupent des OA pures
Les liaisons σ\sigma utilisent des OA hybrides, tandis que les liaisons π\pi utilisent des OA pures

Les liaisons $$\sigma$$ utilisent des OA hybrides, tandis que les liaisons $$\pi$$ utilisent des OA pures

Explication

Les liaisons σ\sigma sont associées aux orbitales hybrides, alors que les liaisons π\pi font intervenir des orbitales atomiques pures. Inverser ces rôles constitue une confusion fréquente, mais ne correspond pas à la répartition décrite.

41. Quelle description correspond au carbone hybridé sp2sp^2 dans l’éthylène C2H4C_2H_4 ?

Trois OA hybrides coplanaires forment des liaisons σ\sigma, et une OA p pure participe à la liaison π\pi
Trois OA hybrides forment une structure pyramidale, et une OA p pure reste sans rôle dans la liaison
Deux OA hybrides forment des liaisons σ\sigma, et deux OA pures participent aux liaisons π\pi
Quatre OA hybrides forment des liaisons σ\sigma tétraédriques, et aucune OA p pure ne participe à une liaison

Trois OA hybrides coplanaires forment des liaisons $$\sigma$$, et une OA p pure participe à la liaison $$\pi$$

Explication

Le carbone sp2sp^2 dispose de trois OA hybrides coplanaires pour les liaisons σ\sigma et d’une OA p pure pour une liaison π\pi; l’éthylène est donc plan et contient une double liaison. La description tétraédrique à quatre orbitales hybrides correspond au carbone sp3sp^3.

42. Quelle structure moléculaire est attendue pour C2H2C_2H_2 lorsque ses atomes de carbone sont hybridés spsp ?

Une structure plane, avec trois OA hybrides pour les liaisons σ\sigma et une OA p pure pour une liaison π\pi
Une structure pyramidale, avec deux OA hybrides et une seule OA p pure pour les liaisons
Une structure tétraédrique, avec quatre OA hybrides pour les liaisons σ\sigma
Une structure linéaire, avec deux OA hybrides pour les liaisons σ\sigma et deux OA pures pour les liaisons π\pi

Une structure linéaire, avec deux OA hybrides pour les liaisons $$\sigma$$ et deux OA pures pour les liaisons $$\pi$$

Explication

Dans C2H2C_2H_2, le carbone spsp utilise deux OA hybrides pour les liaisons σ\sigma et deux OA pures pour les liaisons π\pi, ce qui accompagne une structure linéaire et une triple liaison. La structure plane avec une liaison π\pi correspond plutôt à un carbone sp2sp^2.

43. Comment les trois liaisons carbone–oxygène se comportent-elles dans l’ion carbonate CO32−\mathrm{CO_3^{2-}} ?

Elles sont identiques, mais les charges négatives sont concentrées sur un oxygène.
Elles sont identiques, et les trois oxygènes portent des charges négatives égales.
Deux liaisons sont simples, et deux oxygènes portent des charges négatives.
Une liaison est double, et un seul oxygène porte une charge négative.

Elles sont identiques, et les trois oxygènes portent des charges négatives égales.

Explication

La délocalisation rend les trois liaisons C–O équivalentes et répartit également la charge négative entre les oxygènes. Une structure de Lewis unique peut suggérer à tort une liaison double et une répartition inégale des charges.

44. Que représentent les formes mésomères d’une espèce chimique ?

Des étapes successives d’une réaction où les électrons changent réellement de position.
Des arrangements spatiaux différents obtenus par rotation autour de liaisons simples.
Des molécules distinctes qui s’interconvertissent par rupture puis formation de liaisons.
Des représentations limites reliées par un déplacement intellectuel des électrons, sans réaction chimique réelle.

Des représentations limites reliées par un déplacement intellectuel des électrons, sans réaction chimique réelle.

Explication

Les formes mésomères sont des représentations limites d’une même espèce, reliées par un déplacement conceptuel des électrons. Les interpréter comme des étapes réactionnelles supposerait un changement chimique réel qui n’a pas lieu.

45. Dans quelle situation la délocalisation des électrons peut-elle être possible ?

Lorsqu’une double liaison côtoie un atome à doublets libres, ou que plusieurs doubles liaisons sont conjuguées.
Lorsqu’une liaison simple relie deux atomes saturés, sans doublet libre ni liaison multiple voisine.
Lorsqu’une molécule possède des doubles liaisons séparées par plusieurs atomes saturés.
Lorsqu’un atome chargé est éloigné des liaisons multiples et ne possède aucun doublet libre.

Lorsqu’une double liaison côtoie un atome à doublets libres, ou que plusieurs doubles liaisons sont conjuguées.

Explication

La délocalisation est possible entre une double liaison et un atome voisin portant des doublets libres, ou au sein d’un système de doubles liaisons conjuguées. Des doubles liaisons séparées par plusieurs atomes saturés ne constituent pas un système conjugué.

46. Quelle condition électronique doit satisfaire un cycle pour être aromatique ?

Ses électrons délocalisés concernent tous les atomes du cycle et leur nombre vaut 4n4n, avec nn entier.
Ses électrons délocalisés concernent tous les atomes du cycle et leur nombre vaut 4n+24n+2, avec nn entier.
Ses électrons délocalisés concernent une partie du cycle et leur nombre vaut 4n+24n+2, avec nn entier.
Ses électrons restent localisés dans le cycle et leur nombre vaut 4n+24n+2, avec nn entier.

Ses électrons délocalisés concernent tous les atomes du cycle et leur nombre vaut $$4n+2$$, avec $$n$$ entier.

Explication

Le caractère aromatique exige une délocalisation impliquant tous les atomes du cycle et un nombre d’électrons égal à 4n+24n+2. Un cycle comptant 4n4n électrons ne satisfait pas le critère indiqué.

47. Quelles particules sont en interaction dans les forces de Keesom ?

Un dipôle permanent et un dipôle induit, avec une interaction renforcée par les dipôles instantanés.
Deux dipôles permanents, avec une interaction qui augmente lorsque les molécules sont davantage polarisées.
Un ion et un dipôle induit, avec une interaction renforcée par la polarisabilité des deux molécules.
Deux dipôles instantanés, avec une interaction qui augmente lorsque les molécules sont davantage polarisées.

Deux dipôles permanents, avec une interaction qui augmente lorsque les molécules sont davantage polarisées.

Explication

Les interactions de Keesom mettent en jeu deux dipôles permanents et augmentent avec la polarisation des molécules. L’association d’un dipôle permanent et d’un dipôle induit correspond aux interactions de Debye.

48. Quelle combinaison de propriétés renforce les interactions de Debye entre deux molécules ?

Un grand nombre d’électrons dans les deux molécules, produisant des dipôles instantanés.
Une forte polarisation de la molécule polaire et une forte polarisabilité de l’autre molécule.
Une forte polarisation des deux molécules, chacune portant un dipôle permanent.
Une forte polarisation de l’espèce ionique et une faible polarisabilité de l’autre molécule.

Une forte polarisation de la molécule polaire et une forte polarisabilité de l’autre molécule.

Explication

Les interactions de Debye associent un dipôle permanent à un dipôle induit et sont renforcées par la polarisation de la molécule polaire ainsi que par la polarisabilité de l’autre. Les dipôles instantanés associés au nombre d’électrons caractérisent plutôt les interactions de London.

49. Pourquoi les interactions de London tendent-elles à augmenter avec la taille d’une molécule ?

Une molécule plus grande crée davantage de liaisons hydrogène entre ses groupes polaires.
Une molécule plus grande possède nécessairement davantage de dipôles permanents orientés les uns vers les autres.
Une molécule plus grande possède généralement davantage d’électrons pouvant former des dipôles instantanés.
Une molécule plus grande induit un dipôle permanent dans chaque molécule voisine.

Une molécule plus grande possède généralement davantage d’électrons pouvant former des dipôles instantanés.

Explication

Les interactions de London résultent de dipôles instantanés et augmentent avec la taille et le nombre d’électrons des molécules. La présence de dipôles permanents relève des interactions de Keesom, et non de ce mécanisme.

50. Quelle description correspond à une liaison hydrogène ?

Une interaction extrême de Keesom impliquant X–H, avec X petit et très électronégatif, et un atome Y très électronégatif.
Une interaction entre deux ions, dont l’intensité dépend surtout de leur nombre d’électrons.
Une interaction de London entre deux groupes X–H, produite par des dipôles instantanés.
Une interaction de Debye entre un groupe X–H et un dipôle induit, sans condition particulière sur Y.

Une interaction extrême de Keesom impliquant X–H, avec X petit et très électronégatif, et un atome Y très électronégatif.

Explication

La liaison hydrogène est un cas extrême de Keesom impliquant un groupe X–H où X est petit et très électronégatif, ainsi qu’un atome Y très électronégatif. Une interaction entre dipôle permanent et dipôle induit relève de Debye, et ne définit pas la liaison hydrogène.

51. Comment l’intensité des interactions intermoléculaires varie-t-elle selon l’état physique ?

Elle est moyenne dans les gaz, très forte dans les liquides et très faible dans les solides.
Elle est très faible ou nulle dans les gaz, moyenne dans les liquides et très forte dans les solides.
Elle est très forte dans les gaz, très faible dans les liquides et moyenne dans les solides.
Elle est très faible dans les gaz, très forte dans les liquides et moyenne dans les solides.

Elle est très faible ou nulle dans les gaz, moyenne dans les liquides et très forte dans les solides.

Explication

Les interactions intermoléculaires sont très faibles ou nulles dans les gaz, moyennes dans les liquides et très fortes dans les solides. Leur intensité ne suit donc pas une progression décroissante du gaz vers le solide.

52. Que se passe-t-il au niveau des interactions intermoléculaires lors d’un changement d’état ?

Elles s’affaiblissent ou se renforcent, selon le changement d’état considéré.
Elles disparaissent puis se recréent lorsque les molécules changent d’état.
Elles restent inchangées, car seul l’espacement entre les molécules varie.
Elles se renforcent lors d’un passage vers un gaz et s’affaiblissent vers un solide.

Elles s’affaiblissent ou se renforcent, selon le changement d’état considéré.

Explication

Un changement d’état correspond à un affaiblissement ou à un renforcement des interactions intermoléculaires. Dire que leur intensité demeure inchangée confond ce processus avec l’intensité caractéristique des interactions dans un état donné.

53. Quel couple de composés a une possibilité de miscibilité justifiée par des structures non polaires analogues ?

Un composé polaire et un composé non polaire sans groupe X–H pertinent.
Deux composés non polaires dont les structures moléculaires sont très différentes.
Deux composés polaires dépourvus de possibilités d’interactions entre eux.
Deux composés non polaires dont les structures moléculaires sont analogues.

Deux composés non polaires dont les structures moléculaires sont analogues.

Explication

Deux composés non polaires peuvent être miscibles si leurs structures sont analogues, car ils peuvent alors former des interactions intermoléculaires compatibles. Le seul fait qu’ils soient tous deux non polaires ne suffit pas lorsque leurs structures diffèrent.

Révisez avec les flashcards

Mémorisez les réponses avec 93 flashcards sur Atomistique et structure électronique.

Quelle structure centrale Rutherford déduit-il de ses expériences ?

Un noyau dense au centre de l’atome.

Que font les électrons autour du noyau dans le modèle de Rutherford ?

Ils gravitent autour du noyau.

Que représente le nuage électronique ?

La probabilité de présence d’un électron dans une région autour du noyau.

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