QCM : Chimie générale et interactions (16 questions)

Explication

Les couches $n = 1$, $n = 2$ et $n = 3$ peuvent contenir respectivement jusqu’à 2, 8 et 18 électrons. La suite 2, 6 et 18 confond la capacité de la deuxième couche avec une valeur qui ne correspond pas à cette règle.

Explication

Les électrons occupent des orbitales atomiques réparties sur des couches d’énergie principale, notamment $n = 1$ à $n = 5$. Les noyaux décrivent la partie centrale de l’atome et ne constituent pas les structures occupées par les électrons.

Explication

Le schéma de Lewis représente les électrons présents sur la couche de valence d’un atome. Une formule brute indique la composition d’une espèce, mais ne montre pas directement ces électrons.

Explication

La configuration électronique décrit la manière dont les électrons se répartissent dans les orbitales et les couches électroniques. Le nombre de neutrons concerne le noyau et ne définit donc pas une configuration électronique.

Explication

Les gaz nobles possèdent une configuration électronique stable, ce qui en fait une référence pour les autres atomes. Une telle configuration ne concerne pas le remplacement des protons ni la conservation du nombre de neutrons.

Explication

Le chlore se rapproche de la configuration électronique de l’argon. Le néon est la référence indiquée pour l’azote, l’oxygène et le sodium, tandis que l’hélium convient notamment à l’hydrogène et au lithium.

Explication

L’hydrogène et le lithium ont pour gaz noble le plus proche l’hélium. Le néon est plutôt associé à l’azote, à l’oxygène et au sodium dans les rapprochements étudiés.

Explication

Une liaison covalente résulte du partage de deux électrons, chaque atome apportant un électron. Un transfert d’électrons correspond plutôt à la formation d’ions et ne décrit pas le mécanisme covalent.

Explication

Le recouvrement axial des orbitales atomiques produit une orbitale moléculaire de type $\sigma$. Le recouvrement latéral conduit au type $\pi$, tandis que $s$ et $p$ désignent des orbitales atomiques.

Explication

Chaque doublet liant ou non liant se place de manière à maximiser sa distance par rapport aux autres doublets. Cette organisation résulte de la répulsion mutuelle des doublets électroniques.

Explication

Une liaison covalente polarisée possède une polarité due à une différence d’électronégativité entre les atomes liés. Un partage parfaitement égal correspond plutôt à une liaison covalente pure.

Explication

Une différence d’électronégativité au moins égale à $2$ correspond à une liaison ionique. Une différence comprise entre $0{,}5$ et une valeur inférieure à $2$ caractérise une liaison covalente polarisée.

Explication

Les ions, notamment $\mathrm{SO_4^{2-}}$, sont chargés et hydrophiles, tandis que les molécules apolaires ont une faible affinité pour l’eau. Le dioxyde de carbone et les molécules hydrocarbonées apolaires illustrent cette seconde catégorie.

Explication

L’interaction ion-dipôle fait partie des interactions entre espèces chimiques, avec les interactions dipôle-dipôle, de Keesom, de London et les liaisons hydrogène. Les autres phénomènes proposés concernent des transformations nucléaires ou des propriétés d’une espèce isolée.

Explication

Une molécule hydrophile interagit favorablement avec l’eau, notamment grâce à une charge ou à une polarité. Une structure apolaire correspond plutôt à une faible affinité pour l’eau et donc au caractère hydrophobe.

Explication

L’interaction ion-dipôle met en jeu la charge d’un ion et le dipôle permanent d’une molécule polaire. Les interactions dipôle-dipôle et de Keesom concernent plutôt deux dipôles, tandis que l’interaction de London repose sur des dipôles instantanés.