QCM : Bases de la liaison chimique — 25 questions

Explication

Une molécule est un édifice constitué d’atomes reliés par des liaisons. Une zone de probabilité autour du noyau décrit plutôt une orbitale atomique.

Explication

L’électron est associé ici à une charge négative de $-1,6\times10^{-31}\ \mathrm{C}$ et à une masse de $9,1\times10^{-31}\ \mathrm{kg}$. La proposition utilisant $-1,6\times10^{-19}\ \mathrm{C}$ modifie la valeur fournie pour la charge.

Explication

La différence d’énergie est la valeur absolue de l’écart entre les deux niveaux et vaut $h\times c/\lambda$. Une somme des énergies ou une multiplication par $\lambda$ ne correspond pas à cette relation.

Explication

L’équation de Schrödinger permet de calculer les niveaux d’énergie et les orbitales atomiques dans une description probabiliste de l’électron. Elle ne fournit donc pas une trajectoire classique exacte.

Explication

Une orbitale est une zone de densité électronique où la probabilité de présence de l’électron est maximale. Elle ne correspond pas à une trajectoire fixe, contrairement à une représentation planétaire simplifiée.

Explication

Une orbitale est décrite par $n$, $l$ et $m$, tandis qu’un électron possède en plus le nombre quantique de spin $s$. Le spin distingue donc la description de l’électron de celle de l’orbitale.

Explication

Le nombre maximal d’électrons d’une couche est donné par $2n^2$ ; pour $n=3$, on obtient $2\times3^2=18$. La valeur 6 correspondrait à une autre relation et non à la capacité maximale de cette couche.

Explication

Le nombre quantique secondaire respecte $0\leq l\leq n-1$ ; pour $n=3$, les valeurs possibles sont donc $0,1,2$. La valeur $l=3$ n’est pas admise dans cette couche.

Explication

Une orbitale s, associée à $l=0$, est sphérique, tandis qu’une orbitale p, associée à $l=1$, possède une forme axiale en 8. Les autres associations intervertissent les sous-couches ou leur géométrie.

Explication

Les sous-couches s, p et d contiennent respectivement 1, 3 et 5 orbitales, pouvant accueillir 2, 6 et 10 électrons. La proposition qui attribue cinq orbitales à p inverse les capacités de p et de d.

Explication

La couche de valence regroupe les électrons situés sur les couches les plus externes et influence les propriétés chimiques. Les couches internes sont plus proches du noyau et ne constituent pas la couche de valence.

Explication

Une orbitale accueille au maximum deux électrons, qui doivent avoir des spins opposés. Des électrons de même spin dans une même orbitale ne respecteraient pas le principe de Pauli.

Explication

La règle de Klechkowski retient l’ordre croissant de $n$ lorsque deux orbitales ont la même valeur de $n+l$. Le nombre quantique secondaire $l$ ne constitue pas le critère de départage dans ce cas.

Explication

La règle de Hund favorise d’abord l’occupation séparée des orbitales de même valeur de $l$ par des électrons célibataires. L’appariement intervient ensuite avec un électron de spin opposé.

Explication

À l’état fondamental, les électrons occupent les niveaux d’énergie les plus bas. Un état excité apparaît lorsqu’un apport d’énergie les fait passer vers des niveaux plus élevés.

Explication

Le lithium, de numéro atomique $Z=3$, perd facilement un électron et devient Li+, tandis que le chlore, de numéro atomique $Z=17$, gagne un électron et devient Cl-. Leurs transformations ioniques sont donc opposées.

Explication

La formation d’un cation retire d’abord les électrons appartenant aux orbitales dont le nombre quantique principal $n$ est le plus élevé. Le spin des électrons et le nombre quantique secondaire ne fournissent pas ici le critère de retrait.

Explication

Le tableau périodique actuel possède 7 périodes horizontales et 18 groupes verticaux, les éléments étant classés par numéro atomique $Z$ croissant. Le classement historique de Mendeleïev reposait sur la masse atomique.

Explication

Le bloc $d$ s’étend sur 10 colonnes du tableau périodique. Les blocs $s$, $p$ et $f$ en comportent respectivement 2, 6 et 14.

Explication

Le rayon atomique se contracte de gauche à droite dans une période et s’accroît de haut en bas dans une colonne. La tendance verticale est donc inverse de celle observée horizontalement.

Explication

L’énergie d’ionisation mesure l’apport énergétique requis pour retirer un électron à un atome neutre. L’affinité électronique concerne au contraire l’énergie associée à la fixation d’un électron.

Explication

L’énergie d’ionisation augmente généralement de gauche à droite dans une période. La diminution observée en descendant une colonne ne s’applique donc pas au déplacement horizontal considéré.

Explication

L’affinité électronique correspond à l’énergie libérée lorsqu’un atome gagne un électron pour former un anion. L’énergie nécessaire au retrait d’un électron relève de l’ionisation, et non de l’affinité électronique.

Explication

L’électronégativité caractérise la capacité d’un atome à gagner ou à perdre des électrons. Elle ne mesure pas directement l’énergie libérée lors de la capture d’un électron, qui correspond à l’affinité électronique.

Explication

Les éléments situés à gauche sont peu électronégatifs et cèdent facilement des électrons, tandis que ceux de droite sont plus électronégatifs et les attirent. Le fluor constitue l’élément le plus électronégatif, avec une valeur voisine de 4.