QCM : Chimie atomistique PASS — 28 questions

Questions et réponses du QCM

1. Quelle caractéristique distingue un atome neutre d’un ion ?

Il possède autant de neutrons que d’électrons
Il contient davantage de protons que de neutrons
Il contient davantage d’électrons que de protons
Il possède autant de protons que d’électrons

Il possède autant de protons que d’électrons

Explication

Un atome neutre a des charges positives et négatives qui se compensent, ce qui implique un nombre égal de protons et d’électrons. Un ion, en revanche, présente un déséquilibre entre ces deux nombres.

2. Quelle charge électrique porte un électron ?

q=+9,1095×10−31 Cq=+9,1095\times10^{-31}\ \mathrm{C}
q=−9,1095×10−31 Cq=-9,1095\times10^{-31}\ \mathrm{C}
q=−1,6022×10−19 Cq=-1,6022\times10^{-19}\ \mathrm{C}
q=+1,6022×10−19 Cq=+1,6022\times10^{-19}\ \mathrm{C}

$$q=-1,6022\times10^{-19}\ \mathrm{C}$$

Explication

L’électron porte la charge élémentaire négative, soit −1,6022×10−19 C-1,6022\times10^{-19}\ \mathrm{C}. La valeur 9,1095×10−31 kg9,1095\times10^{-31}\ \mathrm{kg} correspond à sa masse, et non à sa charge.

3. Comment compare-t-on approximativement le diamètre de l’atome à celui de son noyau ?

Le diamètre de l’atome est environ 10210^2 fois plus grand
Le diamètre de l’atome est environ 10410^4 fois plus grand
Le diamètre de l’atome est environ 10410^4 fois plus petit
Les deux diamètres sont approximativement identiques

Le diamètre de l’atome est environ $$10^4$$ fois plus grand

Explication

Le noyau mesure environ 10−14 m10^{-14}\ \mathrm{m}, tandis que l’atome mesure environ 10−10 m10^{-10}\ \mathrm{m}, soit un rapport de 10410^4. L’atome est donc beaucoup plus étendu que son noyau.

4. Quelles grandeurs définissent un nucléide avec son symbole chimique XX ?

Le nombre d’électrons et le diamètre du noyau
Le nombre de neutrons NN et la charge électrique qq
Le numéro atomique ZZ et le nombre de masse AA
La masse molaire MM et l’abondance naturelle

Le numéro atomique $$Z$$ et le nombre de masse $$A$$

Explication

Un nucléide est caractérisé par XX, son numéro atomique ZZ et son nombre de masse AA. Le numéro atomique donne le nombre de protons, tandis que AA compte l’ensemble des protons et des neutrons.

5. Un nucléide possède un nombre de masse A=23A=23 et un numéro atomique Z=11Z=11. Combien contient-il de neutrons ?

3434 neutrons
2323 neutrons
1212 neutrons
1111 neutrons

$$12$$ neutrons

Explication

Le nombre de neutrons se calcule avec N=A−ZN=A-Z, donc N=23−11=12N=23-11=12. Le nombre de masse compte tous les nucléons, et non les neutrons seuls.

6. Deux atomes sont des isotopes lorsqu’ils possèdent quelles caractéristiques ?

Le même nombre de neutrons et des nombres de protons différents
Des nombres identiques de protons et de neutrons
Des nombres différents de protons et d’électrons
Le même nombre de protons et des nombres de neutrons différents

Le même nombre de protons et des nombres de neutrons différents

Explication

Les isotopes appartiennent au même élément, donc ils ont le même nombre de protons, mais leurs nombres de neutrons diffèrent. Cette différence entraîne des nombres de masse différents.

7. Que représente l’abondance naturelle isotopique d’un isotope ?

Son nombre de neutrons dans un échantillon naturel
Son pourcentage massique dans l’élément naturel
Sa masse molaire moyenne dans l’élément naturel
La charge totale portée par ses particules

Son pourcentage massique dans l’élément naturel

Explication

L’abondance naturelle isotopique indique le pourcentage massique d’un isotope dans l’élément naturel. Elle décrit une proportion, tandis que la masse molaire de l’élément résulte d’une moyenne pondérée.

8. Comment détermine-t-on la masse molaire d’un élément possédant plusieurs isotopes ?

En prenant la masse de l’isotope qui contient le plus de neutrons
En additionnant les masses isotopiques sans tenir compte des abondances
En calculant la moyenne pondérée des masses isotopiques par leurs abondances
En choisissant la masse de l’isotope dont le numéro atomique est le plus élevé

En calculant la moyenne pondérée des masses isotopiques par leurs abondances

Explication

La masse molaire de l’élément est une moyenne pondérée : chaque masse isotopique est multipliée par son abondance naturelle, puis les contributions sont additionnées. Une simple somme ou le choix d’un seul isotope ne tient pas compte de la composition naturelle.

9. Dans quel cas la masse molaire d’un élément s’écarte-t-elle davantage d’un nombre entier ?

Lorsqu’un isotope possède une abondance très supérieure aux autres
Lorsque plusieurs isotopes ont des masses proches et des abondances comparables
Lorsque les isotopes présentent des nombres de protons différents
Lorsque l’élément ne contient qu’un isotope naturel

Lorsque plusieurs isotopes ont des masses proches et des abondances comparables

Explication

Des abondances comparables donnent davantage de poids à plusieurs masses isotopiques, ce qui peut éloigner la moyenne d’un nombre entier. Lorsqu’un isotope domine largement, la masse molaire se rapproche plutôt de sa propre masse.

10. Comment les longueurs d’onde se répartissent-elles dans le spectre électromagnétique, du rayonnement gamma aux ondes radio ?

Elles diminuent des rayons gamma vers les ondes radio, le visible couvrant environ 400 à 800 nm.
Elles restent constantes entre les rayons gamma et les ondes radio, avec le visible autour de 1 000 nm.
Elles augmentent des ondes radio vers les rayons gamma, le visible couvrant environ 800 à 1 600 nm.
Elles augmentent des rayons gamma vers les ondes radio, le visible couvrant environ 400 à 800 nm.

Elles augmentent des rayons gamma vers les ondes radio, le visible couvrant environ 400 à 800 nm.

Explication

Les rayons gamma ont les plus petites longueurs d’onde, tandis que les ondes radio ont les plus grandes, et le visible se situe approximativement entre 400 et 800 nm. L’idée d’une diminution vers les ondes radio inverse l’ordre réel du spectre.

11. Que peut faire un atome après avoir reçu de l’énergie thermique, électrique ou électromagnétique ?

Il peut convertir cette énergie en matière sans produire de rayonnement détectable.
Il peut transmettre cette énergie à un autre atome sans émission lumineuse mesurable.
Il peut restituer cette énergie sous forme de rayonnement lumineux analysable par spectroscopie.
Il peut conserver cette énergie dans son noyau sans modifier son état électronique.

Il peut restituer cette énergie sous forme de rayonnement lumineux analysable par spectroscopie.

Explication

Un apport d’énergie peut exciter l’atome, qui restitue ensuite cette énergie sous forme de lumière analysable avec un spectroscope. La conservation complète de l’énergie dans le noyau ne décrit pas le mécanisme d’émission étudié ici.

12. Pourquoi le spectre d’émission d’un élément chimique permet-il de l’identifier ?

Parce que son spectre continu indique directement le nombre de protons de son noyau.
Parce que ses raies d’émission sont identiques à celles de tous les éléments de même période.
Parce que la couleur globale de son rayonnement dépend uniquement de sa température.
Parce que ses raies d’émission constituent une signature énergétique propre à cet élément.

Parce que ses raies d’émission constituent une signature énergétique propre à cet élément.

Explication

Chaque élément possède un ensemble caractéristique de raies d’émission, comparable à une signature énergétique. Un spectre continu ou une couleur dépendant de la température ne fournit pas cette identification spécifique par raies.

13. Selon la relation de Planck, comment varie l’énergie d’un quantum lorsque sa fréquence double ?

Elle est divisée par deux, car l’énergie est inversement proportionnelle à la fréquence.
Elle double, car l’énergie est proportionnelle à la fréquence selon E=hνE=h\nu.
Elle reste constante, car elle dépend uniquement de la constante de Planck.
Elle est multipliée par quatre, car l’énergie dépend du carré de la fréquence.

Elle double, car l’énergie est proportionnelle à la fréquence selon $$E=h\nu$$.

Explication

La relation E=hνE=h\nu montre une proportionnalité directe entre l’énergie et la fréquence ; doubler la fréquence double donc l’énergie. Une dépendance inverse ou quadratique ne correspond pas à la loi de Planck.

14. Que décrivent les nombres quantiques dans le modèle quantique de l’atome ?

La masse du noyau et la composition isotopique de chaque élément chimique.
L’état quantique d’un système et les valeurs discrètes de ses grandeurs observables.
La trajectoire classique exacte d’un électron autour du noyau et sa vitesse continue.
La température de l’atome et la répartition continue de son énergie interne.

L’état quantique d’un système et les valeurs discrètes de ses grandeurs observables.

Explication

Les nombres quantiques caractérisent l’état quantique et les valeurs discrètes de certaines grandeurs observables. Une trajectoire classique exacte ne constitue pas la description fournie par ces nombres.

15. Quelle valeur le nombre quantique principal nn peut-il prendre pour une couche électronique ?

Un entier naturel strictement positif comme 1, 2 ou 3.
Un demi-entier comme 12\frac{1}{2} ou 32\frac{3}{2}.
Un nombre réel compris entre 0 et 1.
Un entier relatif pouvant prendre 0, −1 ou −2.

Un entier naturel strictement positif comme 1, 2 ou 3.

Explication

Le nombre quantique principal appartient aux entiers naturels strictement positifs et commence donc à 1. La valeur n=0n=0 est impossible, et les nombres négatifs, réels ou demi-entiers ne conviennent pas à cette règle.

16. Pour n=3n=3, quelles sont les valeurs possibles du nombre quantique secondaire ll ?

l=0,1,2l=0,1,2, conformément à la condition 0≤l≤n−10\le l\le n-1.
l=−2,−1,0,1,2l=-2,-1,0,1,2, car ll possède des valeurs positives et négatives.
l=1,2,3l=1,2,3, car ll commence à 1 et peut atteindre nn.
l=0,1,2,3l=0,1,2,3, car la valeur maximale est toujours égale à nn.

$$l=0,1,2$$, conformément à la condition $$0\le l\le n-1$$.

Explication

La règle 0≤l≤n−10\le l\le n-1 donne, pour n=3n=3, les valeurs 0, 1 et 2. La valeur l=3l=3 dépasse la limite autorisée et les valeurs négatives sont exclues.

17. Combien d’orbitales de même énergie une sous-couche caractérisée par l=2l=2 contient-elle ?

Cinq orbitales, car le nombre d’orbitales vaut 2l+12l+1.
Six orbitales, car le nombre d’orbitales vaut 2l+22l+2.
Deux orbitales, car chaque valeur de ll correspond à deux spins.
Quatre orbitales, car le nombre d’orbitales vaut l2l^2.

Cinq orbitales, car le nombre d’orbitales vaut $$2l+1$$.

Explication

La sous-couche contient 2l+12l+1 orbitales ; pour l=2l=2, cela donne 2×2+1=52\times2+1=5. Le nombre de spins possibles concerne chaque orbitale et ne modifie pas le nombre d’orbitales.

18. Comment un diagramme énergétique organise-t-il les niveaux d’énergie d’un atome ?

Il les représente dans l’ordre croissant de leur énergie, du niveau le plus bas vers les niveaux supérieurs.
Il les classe selon le nombre de protons, sans tenir compte de l’énergie des niveaux.
Il les représente dans l’ordre décroissant de leur énergie, du niveau ionisé vers le niveau fondamental.
Il les dispose selon la longueur d’onde émise, indépendamment de leur énergie.

Il les représente dans l’ordre croissant de leur énergie, du niveau le plus bas vers les niveaux supérieurs.

Explication

Un diagramme énergétique classe les niveaux par énergie croissante, le niveau fondamental étant le plus bas. Le classement par nombre de protons ou par longueur d’onde ne définit pas l’organisation d’un tel diagramme.

19. Que représente la limite n→+∞n\to+\infty dans le diagramme énergétique de l’hydrogène ?

L’état d’énergie nulle correspondant à l’ionisation de l’atome.
L’état fondamental d’énergie minimale correspondant à n=1n=1.
Un état lié plus stable que le niveau fondamental.
Le premier état excité correspondant à n=2n=2.

L’état d’énergie nulle correspondant à l’ionisation de l’atome.

Explication

Pour l’hydrogène, l’énergie de référence nulle est atteinte lorsque nn tend vers l’infini, ce qui correspond à l’ionisation. Le niveau fondamental est au contraire associé à n=1n=1 et possède l’énergie la plus basse.

20. Lorsqu’un électron absorbe un photon pour passer de E1E_1 à E2E_2 avec E2>E1E_2>E_1, quelle relation décrit l’énergie absorbée ?

E=hν=E1+E2E=h\nu=E_1+E_2
E=hν=E2E1E=h\nu=\frac{E_2}{E_1}
E=hν=E1−E2E=h\nu=E_1-E_2
E=hν=E2−E1E=h\nu=E_2-E_1

$$E=h\nu=E_2-E_1$$

Explication

Une absorption fait passer l’électron vers un niveau d’énergie supérieur, et l’énergie du photon correspond à l’écart positif E2−E1E_2-E_1. La différence inversée serait négative et ne représente pas l’énergie absorbée dans cette transition.

21. Lorsqu’un électron passe du niveau E2E_2 au niveau inférieur E1E_1, que devient l’écart d’énergie E2−E1E_2-E_1 ?

Il reste dans l’atome et augmente l’énergie du niveau inférieur.
Il est converti en charge électrique sans émission de rayonnement.
Il est cédé sous forme d’un photon d’énergie E=hν=E2−E1E=h\nu=E_2-E_1.
Il est absorbé sous forme d’un photon d’énergie E=hν=E1−E2E=h\nu=E_1-E_2.

Il est cédé sous forme d’un photon d’énergie $$E=h\nu=E_2-E_1$$.

Explication

Lors d’une émission, l’électron perd l’énergie correspondant à l’écart entre les niveaux, qui est libérée sous forme d’un photon. L’expression E1−E2E_1-E_2 serait négative puisque E2E_2 est supérieur à E1E_1.

22. Que représente la charge nucléaire effective Z∗Z^* ressentie par un électron dans un atome polyélectronique ?

La charge nucléaire réelle déterminée par le nombre de protons
La différence entre le nombre de neutrons et le nombre d’électrons
La charge nucléaire réelle corrigée par l’effet d’écran des autres électrons
Le nombre total d’électrons répartis dans les niveaux d’énergie

La charge nucléaire réelle corrigée par l’effet d’écran des autres électrons

Explication

La charge nucléaire effective traduit l’attraction réellement ressentie par un électron après prise en compte de l’écran exercé par les autres électrons. Elle est inférieure à la charge nucléaire réelle ZZ lorsqu’un électron est écranté.

23. Quel modèle permet d’estimer l’énergie des niveaux électroniques d’un atome polyélectronique en tenant compte de l’effet d’écran ?

Le modèle de Hund
Le modèle de Pauli
Le modèle de Bohr appliqué à l’hydrogène
Le modèle de Slater

Le modèle de Slater

Explication

Le modèle de Slater est conçu pour calculer l’énergie des niveaux électroniques des atomes polyélectroniques en intégrant l’effet d’écran. Le modèle de l’hydrogène concerne un système à un seul électron et ne traite pas cet effet de la même manière.

24. Lors du calcul de l’effet d’écran exercé sur un électron donné, quels électrons faut-il prendre en compte ?

Les seuls électrons appartenant à des sous-couches totalement remplies
Les électrons placés avant lui et ceux de sa même sous-couche
Les électrons placés après lui et ceux des sous-couches externes
Tous les électrons avec une pondération identique

Les électrons placés avant lui et ceux de sa même sous-couche

Explication

Le calcul considère les électrons situés avant l’électron étudié ainsi que ceux de sa même sous-couche. Les électrons placés après lui ne contribuent pas à cet effet d’écran dans cette règle de calcul.

25. Que décrit une configuration électronique ?

La répartition des électrons dans les cases quantiques et les niveaux d’énergie
Le nombre de protons définissant l’identité de l’élément
La charge électrique globale portée par un atome ou un ion
La répartition des neutrons dans les différentes couches du noyau

La répartition des électrons dans les cases quantiques et les niveaux d’énergie

Explication

La configuration électronique indique comment les électrons se répartissent dans les cases quantiques et les niveaux d’énergie. Le numéro atomique, quant à lui, correspond au nombre de protons du noyau.

26. Quelle conséquence du principe d’exclusion de Pauli s’applique à deux électrons occupant la même orbitale ?

Ils doivent appartenir à deux niveaux principaux différents
Ils occupent des orbitales différentes avec des spins parallèles
Ils possèdent des spins opposés
Ils présentent quatre nombres quantiques identiques

Ils possèdent des spins opposés

Explication

Deux électrons d’une même orbitale ne peuvent pas avoir leurs quatre nombres quantiques identiques ; leurs spins doivent donc être opposés. Les spins parallèles concernent plutôt des électrons non appariés dans des orbitales dégénérées, conformément à la règle de Hund.

27. Selon la règle de Klechkowski, quelle sous-couche se remplit en premier entre 4s4s et 3d3d ?

La sous-couche 3d3d, car elle contient davantage d’orbitales
Les deux sous-couches se remplissent simultanément avec la même énergie
La sous-couche 3d3d, car elle possède le plus petit nombre quantique principal
La sous-couche 4s4s, car elle a la plus petite valeur de n+ln+l

La sous-couche $$4s$$, car elle a la plus petite valeur de $$n+l$$

Explication

Pour 4s4s, n+l=4+0=4n+l=4+0=4, tandis que pour 3d3d, n+l=3+2=5n+l=3+2=5 ; la sous-couche 4s4s se remplit donc d’abord. Le seul fait d’avoir un plus petit nn ne suffit pas lorsque les valeurs de n+ln+l sont différentes.

28. Comment forme-t-on un cation à partir d’un atome neutre ?

On retire des électrons de valence de la couche ayant le plus grand nn
On retire des protons du noyau en conservant tous les électrons
On ajoute des électrons dans la sous-couche de plus faible énergie
On ajoute des neutrons afin d’augmenter la charge positive

On retire des électrons de valence de la couche ayant le plus grand $$n$$

Explication

La formation d’un cation résulte de la perte d’électrons de valence appartenant à la couche de plus grand nombre quantique principal nn. Ajouter des électrons conduit au contraire à la formation d’un anion.

Révisez avec les flashcards

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Qu'est-ce que l'atome dans la matière ?

L'entité fondamentale de la matière.

Quelle charge porte un électron ?

Une charge négative de −1,6022×10−19 C-1,6022\times10^{-19}\ \mathrm{C}.

Quelle est la masse d'un électron ?

9,1095×10−31 kg9,1095\times10^{-31}\ \mathrm{kg}.

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