QCM : Chimie générale et stéréochimie — 30 questions

Explication

La théorie de Lewis traite l’électron comme une particule, tandis que la théorie des orbitales lui attribue une nature ondulatoire. Les autres propositions confondent ces modèles avec des propriétés qui ne définissent pas leur distinction.

Explication

Une orbitale atomique est une fonction d’onde qui renseigne sur l’énergie et la probabilité de présence d’un électron. Elle ne correspond pas à une trajectoire électronique certaine, contrairement à l’une des confusions proposées.

Explication

La capacité maximale d’une couche est donnée par $2n^2$ ; pour $n=3$, on obtient $2\times3^2=18$ électrons. La valeur 9 correspond à $n^2$ et ne tient pas compte du facteur 2.

Explication

Le nombre quantique secondaire $l$ définit la sous-couche et varie de 0 à $n-1$, ce qui correspond notamment aux sous-couches s, p, d et f. Le nombre quantique principal $n$ caractérise plutôt la couche électronique.

Explication

Les sous-couches s, p, d et f comportent respectivement 1, 3, 5 et 7 orbitales. La progression 1, 2, 3 et 4 confond le type de sous-couche avec le nombre d’orbitales qu’elle contient.

Explication

Le principe d’exclusion de Pauli limite à deux le nombre d’électrons par orbitale et impose des spins opposés, notés $+\frac{1}{2}$ et $-\frac{1}{2}$. Des charges opposées ne décrivent pas le spin électronique, et deux électrons d’une même orbitale ne doivent pas avoir le même spin.

Explication

Le mélange de $n$ orbitales atomiques produit $n$ orbitales hybrides : le nombre total d’orbitales est donc conservé. L’hybridation ne crée pas d’orbitales supplémentaires et ne dépend pas directement du nombre d’électrons de valence.

Explication

La théorie VSEPR explique que les domaines électroniques autour de l’atome central adoptent une orientation maximisant leur éloignement mutuel. Une orientation arbitraire ne rend donc pas compte de la géométrie moléculaire prédite par cette théorie.

Explication

Chez le carbone, les hybridations $sp$, $sp^2$ et $sp^3$ correspondent respectivement à 2, 3 et 4 directions de liaison. Ces nombres suivent le nombre d’orbitales hybrides formées dans chaque cas.

Explication

La règle de l’octet concerne l’acquisition d’une structure électronique stable comportant huit électrons sur la couche de valence. Elle ne porte donc pas sur le nombre total d’électrons présents dans l’atome.

Explication

Une liaison ionique résulte du transfert d’un électron, qui forme un cation et un anion ensuite attirés électrostatiquement. Le partage d’électrons correspond plutôt à une liaison covalente.

Explication

Le recouvrement axial des orbitales forme une liaison sigma, ou liaison σ. Le recouvrement latéral de deux orbitales p produit, lui, une liaison pi.

Explication

L’électronégativité augmente généralement de gauche à droite et de bas en haut dans le tableau périodique. Cette évolution se distingue de celle de la taille atomique, qui augmente généralement vers le bas et la gauche.

Explication

La polarisabilité dépend de la mobilité des électrons et augmente avec la taille des atomes. Des atomes plus volumineux possèdent un nuage électronique plus facilement déformable.

Explication

L’effet inductif correspond à la transmission de la polarisation d’une liaison aux liaisons adjacentes, sur une distance pouvant atteindre trois liaisons. La propagation étendue dans un système conjugué relève plutôt de l’effet mésomère.

Explication

La mésomérie décrit un système conjugué dont la structure réelle ne peut pas être représentée entièrement par une seule structure de Lewis. Les différentes écritures utilisées sont des formes limites d’une même molécule.

Explication

Les structures mésomères préférentielles respectent d’abord la règle de l’octet, puis placent les charges de manière compatible avec l’électronégativité et limitent leur séparation. Une forte séparation des charges rend généralement une forme moins favorable.

Explication

La règle de Hückel exige un système cyclique plan, continûment délocalisé, contenant $4n+2$ électrons π, avec $n$ entier positif. Un cycle non plan ou une délocalisation interrompue ne satisfait pas cette condition.

Explication

La formule brute indique le nombre et la nature globale des atomes présents dans la molécule. La formule développée, elle, détaille l’enchaînement des atomes et les liaisons entre eux.

Explication

En représentation de Cram, le triangle plein indique qu’une liaison sort vers l’avant du plan. Le triangle hachuré représente au contraire une liaison orientée vers l’arrière.

Explication

La conformation varie par rotation autour des liaisons, ce qui modifie les angles de torsion sans rupture de liaison. La configuration ne change pas par cette rotation et nécessite une rupture de liaison pour être modifiée.

Explication

La conformation décalée est plus stable parce que son énergie est inférieure à celle de la conformation éclipsée. Une conformation éclipsée n’ajoute pas d’atomes et ne transforme pas les liaisons simples.

Explication

L’inversion de chaise échange les positions axiales et équatoriales des liaisons du cyclohexane. Elle ne rompt pas les liaisons du cycle et ne modifie pas la configuration des substituants.

Explication

La nomenclature relative décrit les relations entre centres de chiralité sans recourir aux règles de CIP. La nomenclature absolue utilise ces règles pour attribuer une configuration aux centres concernés.

Explication

Le terme érythro indique que les deux groupes OH se trouvent du même côté dans la projection de Fischer. La disposition sur des côtés opposés correspond à la relation thréo.

Explication

Pour un glucide naturel, la configuration D est définie par la présence du OH du dernier carbone asymétrique à droite en projection de Fischer. La position du NH2 concerne la désignation L des aminoacides naturels.

Explication

Pour un alcène, trans signifie que les substituants identiques se trouvent sur des côtés opposés de la double liaison. Le terme cis désigne leur présence du même côté.

Explication

Les règles CIP donnent la priorité à l’atome directement lié qui possède le numéro atomique le plus élevé. La masse, la taille apparente et le nombre total d’atomes du substituant ne constituent pas le critère initial de classement.

Explication

L’attribution de R ou S exige de classer les substituants selon les règles CIP, de placer le substituant de plus faible priorité à l’arrière et d’observer le sens de rotation des priorités 1, 2 et 3. Placer un autre substituant à l’arrière ou utiliser la taille et l’ordre alphabétique fausse l’analyse.

Explication

Les symboles R et S désignent la configuration absolue établie par les règles CIP, alors que les signes + et − indiquent le sens du pouvoir rotatoire. Une configuration R ou S ne permet donc pas, à elle seule, de déduire le signe de la rotation.