QCM : Chimie générale et biochimie (35 questions)

Explication

Le noyau atomique possède une taille caractéristique de l’ordre de $10^{-15}\ \text{m}$. Une longueur de $10^{-9}\ \text{m}$ correspond plutôt à l’échelle d’une molécule, tandis que la longueur de Planck est bien plus petite.

Explication

Dalton propose une théorie de l’atome en 1808 dans « A new system of chemical philosophy ». La découverte de l’électron est attribuée à Thompson, celle du noyau à Rutherford et celle du neutron à Chadwick.

Explication

Thompson découvre l’électron en 1897, Rutherford le noyau en 1911 et Chadwick le neutron en 1932. Les autres associations confondent les particules ou leurs découvreurs.

Explication

Le noyau est constitué de nucléons, c’est-à-dire de protons et de neutrons, alors que les électrons se trouvent dans le cortège électronique. Inverser ces constituants revient à confondre les deux parties de l’atome.

Explication

Le proton porte une charge positive de $+1,602\times10^{-19}\ \text{C}$, tandis que le neutron est neutre. La confusion entre le signe de la charge du proton et celui de l’électron conduit aux autres propositions.

Explication

Le numéro atomique $Z$ correspond au nombre de protons et, pour un atome neutre, au nombre d’électrons. Le nombre total de nucléons est donné par le nombre de masse $A$.

Explication

Les isotopes ont le même numéro atomique $Z$, donc le même nombre de protons, mais des nombres de masse $A$ différents en raison d’un nombre de neutrons différent. Des nombres de protons différents correspondent à des éléments chimiques différents.

Explication

La formation d’un ion résulte d’un gain ou d’une perte d’électrons, tandis que le noyau et le numéro atomique restent inchangés. Une modification du nombre de protons changerait l’élément chimique.

Explication

Le gain d’électrons augmente la charge négative de l’atome et forme un anion. À l’inverse, la perte d’électrons produit un cation positif.

Explication

Une mole contient exactement $6,02214076\times10^{23}$ entités, nombre appelé constante d’Avogadro. La masse par mole relève de la masse molaire et ne correspond pas à cette valeur.

Explication

La concentration molaire se calcule par $C_A=\frac{n_A}{V_{\text{solution}}}$, donc $C_A=\frac{0,20}{0,50}=0,40\ \text{mol·L}^{-1}$. La masse du soluté ne doit pas être utilisée à la place de la quantité de matière.

Explication

Le nombre quantique principal $n$ caractérise la couche et le nombre azimutal $l$ la sous-couche. Confondre leurs rôles revient à attribuer à $l$ la définition de la couche, ce qui est incorrect.

Explication

Une case quantique ne peut contenir que deux électrons au maximum, et leurs spins doivent être opposés afin qu’ils ne possèdent pas les quatre mêmes nombres quantiques. Des spins identiques dans une même case violeraient le principe de Pauli.

Explication

La règle de Hund favorise d’abord l’occupation séparée des cases par des électrons de même spin, puis leur appariement. La limitation à deux électrons par case relève du principe d’exclusion de Pauli, et non de la règle de Hund.

Explication

Le tableau périodique comprend 7 périodes et 18 groupes, et les éléments d’un même groupe présentent une structure électronique externe similaire. Le nombre de couches électroniques est plutôt lié à la période, tandis que la structure nucléaire ne définit pas l’appartenance à un groupe.

Explication

Les gaz rares possèdent une couche de valence remplie, les halogènes sont à un électron de compléter leur sous-couche p et les alcalins possèdent un électron dans une sous-couche s. La tendance des halogènes à gagner un électron ne doit pas être confondue avec celle des alcalins, qui tendent à en perdre un.

Explication

La règle de l’octet concerne les électrons périphériques : les atomes tendent à adopter la configuration du gaz rare le plus proche. Le nombre de masse décrit la composition du noyau et ne correspond pas au contenu de cette règle.

Explication

La relation $\Delta x\,\Delta p \geq \frac{\hbar}{2}$ impose une limite fondamentale à la précision conjointe de la position et de la quantité de mouvement. Elle ne signifie pas que la quantité de mouvement devient nulle lorsqu’on mesure la position.

Explication

Une orbitale représente une zone de probabilité associée à une case quantique, où la présence de l’électron est probable. Elle ne correspond pas à une trajectoire déterminée, contrairement à l’image classique d’une orbite.

Explication

Dans cette équation, $\psi$ est la fonction d’onde, tandis que $H$ est l’opérateur hamiltonien et $E$ l’énergie totale. La probabilité de présence est reliée à $|\psi|^2$, et non à $\psi$ lui-même.

Explication

Une liaison covalente se forme lorsque deux atomes mettent en commun des électrons. Le transfert d’électrons correspond plutôt à la formation d’une liaison ionique.

Explication

Une liaison triple contient trois paires d’électrons, soit six électrons partagés. Une liaison double n’en contient que deux paires.

Explication

L’ordre de liaison se calcule par $\frac{1}{2}(N_{\text{liants}}-N_{\text{antiliants}})$, soit $\frac{1}{2}(8-2)=3$. Les électrons antiliants diminuent donc l’ordre de liaison au lieu de l’augmenter.

Explication

L’ordre de liaison vaut $3$ pour $\mathrm{N_2}$, tandis qu’il vaut $1$ pour $\mathrm{H_2}$ et $\mathrm{F_2}$, et $2$ pour $\mathrm{O_2}$. L’association proposée pour $\mathrm{F_2}$ inverse notamment les valeurs de ces deux molécules.

Explication

L’hybridation sp³ combine une orbitale 2s et trois orbitales 2p pour former quatre orbitales hybrides équivalentes dirigées vers les sommets d’un tétraèdre. L’hybridation sp² produit trois orbitales hybrides, et non quatre.

Explication

Dans le méthane, les quatre liaisons sont orientées vers les sommets d’un tétraèdre régulier et forment des angles de $109,5^\circ$. La géométrie plane à $120^\circ$ correspond plutôt à un carbone hybridé sp², comme dans l’éthylène.

Explication

L’électronégativité décrit la capacité d’un atome à attirer vers lui les électrons d’une liaison covalente. Elle ne mesure pas directement le nombre d’électrons partagés ni la distance internucléaire.

Explication

La relation $\mu=\delta d$ donne $\mu=(2,0\times10^{-20})(1,0\times10^{-10})=2,0\times10^{-30}\ \mathrm{C\cdot m}$. La multiplication doit porter à la fois sur la charge partielle et sur la distance.

Explication

Les interactions de Keesom concernent des dipôles permanents, alors que les interactions de London reposent sur des dipôles instantanés et induits. Les deux appartiennent à la famille des interactions de van der Waals, mais leur origine diffère.

Explication

Une fluctuation rapide de la densité électronique crée un dipôle instantané, lequel induit un dipôle dans une molécule voisine et provoque une attraction. Cette interaction ne résulte pas d’un transfert complet d’électrons entre les molécules.

Explication

Une liaison hydrogène associe un hydrogène lié à un atome fortement électronégatif à un atome électronégatif Y possédant au moins un doublet non liant. L’interaction ionique entre charges opposées ne nécessite pas la présence d’un hydrogène.

Explication

Chaque molécule d’eau possède deux atomes d’hydrogène pouvant participer comme donneurs et deux doublets non liants sur l’oxygène pouvant participer comme accepteurs. Ces quatre sites permettent jusqu’à quatre liaisons hydrogène par molécule.

Explication

Un composé amphiphile comporte simultanément des régions attirées par l’eau et des régions qui lui sont défavorables. Un composé hydrophile est soluble en milieu aqueux, tandis qu’un composé hydrophobe ou lipophile est soluble dans les corps gras mais insoluble dans l’eau.

Explication

L’effet hydrophobe correspond au regroupement des composés hydrophobes afin de diminuer leur surface de contact avec l’eau. Les liaisons hydrogène concernent plutôt le rapprochement de groupes polaires compatibles, et non l’agrégation des régions apolaires.

Explication

Les phospholipides forment une bicouche en rassemblant leurs chaînes lipidiques hydrophobes à l’intérieur, tandis que leurs têtes polaires restent exposées à l’eau. L’orientation inverse placerait les régions hydrophobes au contact du milieu aqueux.