QCM : Bases de la liaison chimique — 29 questions

Explication

L’énergie d’ionisation est fournie à un atome neutre pour lui arracher un électron. La fixation d’un électron et l’énergie libérée correspondante relèvent de l’affinité électronique.

Explication

L’équation a été établie par Erwin Schrödinger en 1925 et décrit l’électron de façon probabiliste. Elle porte notamment sur sa densité de probabilité de présence et rend compte de son évolution quantique, contrairement à la description classique.

Explication

La capacité maximale d’une couche de nombre n est $2n^2$ et augmente donc avec n. Cette capacité concerne l’ensemble de la couche, tandis que chaque orbitale individuelle accueille au maximum deux électrons.

Explication

Les alcalino-terreux possèdent une configuration externe de type $ns^2$, les alcalins de type $ns^1$, les halogènes de type $ns^2np^5$ et les gaz rares de type $ns^2np^6$. Le lithium Li possède la configuration électronique [He] 2s¹, et non [He] 2s².

Explication

L’atome est constitué d’un noyau et d’électrons, et les électrons font donc partie de sa structure complète. Le noyau seul ne se confond pas avec l’atome, car il n’inclut pas les électrons.

Explication

Une molécule est bien un édifice résultant de liaisons entre atomes, ce qui justifie les quatre descriptions correspondantes. Un édifice constitué d’un seul noyau relève de la description d’un atome, pas de celle d’une molécule.

Explication

L’électron porte une charge de $-1{,}6 \times 10^{-19}\ \mathrm{C}$ et possède une masse de $9{,}1 \times 10^{-31}\ \mathrm{kg}$. Sa masse est très faible devant celle des baryons. L’électron ne constitue pas le noyau atomique et appartient aux leptons, tandis que les protons sont des baryons.

Explication

He, Ne, Ar et Kr possèdent des couches externes totalement remplies et sont très stables chimiquement. Cette stabilité explique leur faible tendance à participer aux réactions. Une couche externe avec un électron célibataire caractérise plutôt les alcalins, pas les gaz rares.

Explication

L’énergie d’ionisation augmente de gauche à droite dans une période et diminue de haut en bas dans une colonne. Elle est donc plus élevée vers la droite et vers le haut du tableau périodique; une augmentation en descendant est incorrecte.

Explication

Le rayon atomique diminue de gauche à droite dans une période et augmente de haut en bas dans une colonne ou un groupe. L’énergie d’ionisation évolue en sens inverse : elle augmente de gauche à droite et diminue de haut en bas.

Explication

Le nombre quantique azimutal l est un entier compris entre 0 et n − 1. Il définit la sous-couche et la géométrie de l’orbitale, tandis que n définit la couche, s décrit le spin et la capacité dépend de $2n^2$.

Explication

Le spin s décrit l’orientation du moment magnétique intrinsèque de l’électron. Il vaut +1/2 ou −1/2 ; l’orientation du moment angulaire orbital est décrite par m, tandis que l et n concernent la géométrie et le niveau principal.

Explication

Un élément tend généralement à gagner ou perdre des électrons pour atteindre la configuration électronique d’un gaz rare voisin. Cette évolution vise une configuration plus stable. Le gaz rare recherché est voisin, et le mécanisme concerne les électrons externes plutôt que ceux du noyau.

Explication

La couche de valence rassemble les électrons des couches les plus externes, principalement responsables des propriétés chimiques. Les électrons internes sont généralement plus stables. Attribuer le rôle chimique principal aux électrons internes inverse la distinction entre électrons de valence et électrons internes.

Explication

Lors d’un changement entre deux niveaux, la différence d’énergie vérifie $\Delta E=E_{initiale}-E_{finale}=\frac{hc}{\lambda}$. La longueur d’onde intervient donc dans le calcul de l’énergie de transition. Les niveaux d’énergie atomiques forment une suite discrète de valeurs quantifiées. Lors d’une absorption, l’atome reçoit de l’énergie, tandis que l’émission en libère.

Explication

Une orbitale p possède une symétrie axiale avec deux lobes et correspond à l = 1. La symétrie sphérique et l = 0 caractérisent une orbitale s ; les autres descriptions ne correspondent pas à l’orbitale p.

Explication

Une orbitale s possède une symétrie sphérique et correspond à l = 0. La symétrie axiale à deux lobes et la valeur l = 1 caractérisent une orbitale p, non une orbitale s.

Explication

Le tableau périodique compte actuellement 18 colonnes et 7 périodes. Les périodes correspondent aux lignes du tableau, tandis que les familles regroupent des éléments aux propriétés chimiques analogues. En 1869, Mendeleïev les a ordonnés par masse atomique croissante et les a regroupés selon leurs propriétés communes.

Explication

Hund impose de placer d’abord un électron célibataire dans chacune des orbitales de même énergie avant de les apparier. Cette règle concerne donc leur répartition, et non l’ordre général des sous-couches. Le remplissage complet d’une orbitale avant les autres contredit Hund, tandis que Pauli limite une orbitale à deux électrons de spins opposés.

Explication

Le nombre quantique principal n prend des valeurs entières au moins égales à 1 et définit le niveau d’énergie principal ainsi que la couche électronique. La géométrie et l’orientation orbitale relèvent respectivement de l et de m.

Explication

Une sous-couche de nombre l contient $2l+1$ orbitales, associées aux valeurs de m allant de −l à +l. Le nombre $2l+1$ compte les orbitales et non les électrons ; chaque orbitale peut ensuite accueillir au maximum deux électrons.

Explication

Les spectres d’émission et d’absorption sont complémentaires et résultent tous deux de transitions électroniques entre niveaux d’énergie. L’émission libère de l’énergie, tandis que l’absorption en fournit à l’atome ; les deux formulations inverses sont donc fausses.

Explication

Klechkowski ordonne les sous-couches par valeur croissante de $n+l$, puis par valeur croissante de $n$ en cas d’égalité. La répartition des électrons célibataires relève de Hund. La limite de deux électrons par orbitale avec spins opposés relève de Pauli.

Explication

Le principe de Pauli interdit quatre nombres quantiques identiques pour deux électrons du même atome. Deux électrons d’une orbitale ont des spins opposés, et deux électrons atomiques doivent différer par au moins un nombre quantique. L’ordre selon $n+l$ relève de Klechkowski, tandis que la répartition des électrons célibataires relève de Hund.

Explication

La nature ondulatoire est décrite notamment par la longueur d’onde, tandis que la nature corpusculaire repose sur les photons. La masse des baryons n’est pas le paramètre de description ondulatoire d’une onde électromagnétique.

Explication

L’énergie d’un photon vérifie $E=h\nu=\frac{hc}{\lambda}$. Elle augmente avec la fréquence et diminue lorsque la longueur d’onde augmente. La constante de Planck vaut $h=6{,}6262 \times 10^{-34}\ \mathrm{J\cdot s}$, et non $6{,}6262 \times 10^{-35}\ \mathrm{J\cdot s}$.

Explication

Les éléments d’une même période possèdent le même nombre quantique principal $n$, ce qui fonde leur appartenance à cette période. Ils ne présentent pas tous une configuration externe identique, car cette analogie concerne plutôt les éléments d’un même groupe. Un groupe peut ainsi réunir des éléments ayant une configuration externe analogue. Enfin, le bloc p comporte six colonnes, et non dix, tandis qu’une période ne se définit pas par un même nombre de colonnes pour chaque élément.

Explication

Une orbitale atomique est une solution de l’équation de Schrödinger qui décrit notamment l’énergie et la probabilité de présence de l’électron. Elle ne correspond pas à une trajectoire précise et ne dissocie pas la probabilité des propriétés énergétiques.

Explication

La relation entre la longueur d’onde et la fréquence est $\lambda=\frac{c}{\nu}$, ce qui équivaut à $c=\lambda\nu$. À vitesse fixée, une fréquence plus élevée correspond donc à une longueur d’onde plus courte, tandis qu’une fréquence plus faible correspond à une longueur d’onde plus longue. La vitesse de la lumière vaut $c=3 \times 10^{8}\ \mathrm{m\cdot s^{-1}}$, et non $3 \times 10^{6}\ \mathrm{m\cdot s^{-1}}$.