QCM : Chimie physique : atome et liaisons (44 questions)

Explication

Dans le modèle de Bohr, l’électron reste sur une orbite stable, alors que la mécanique classique prévoit qu’il rayonne et perd de l’énergie. La prédiction d’une orbite stable correspond à Bohr, et non à la mécanique classique.

Explication

Le modèle de Bohr est adapté à l’hydrogène et explique certaines raies d’émission et d’absorption, sans décrire toutes celles des atomes polyélectroniques. Il n’est donc pas exact de dire qu’il échoue à rendre compte de toute raie de l’hydrogène.

Explication

Le principe d’incertitude interdit de déterminer simultanément et avec précision la position et la vitesse d’une particule de masse très faible. Il ne désigne pas l’une de ces deux grandeurs comme toujours inconnue, contrairement aux autres réponses.

Explication

La description quantique caractérise l’électron par son énergie et sa probabilité de présence, et non par une trajectoire. Une orbite circulaire stable relève plutôt du modèle de Bohr.

Explication

Le nombre magnétique m va de −ℓ à +ℓ par pas de un, et le triplet (n, ℓ, m) définit une orbitale atomique. Le couple (n, ℓ) définit une sous-couche, pas une orbitale précise.

Explication

Le nombre d’orbitales dégénérées vaut $2\ell+1$; pour ℓ = 2, il est égal à cinq. La relation $2\ell$ donnerait quatre et ne correspond pas à la règle indiquée.

Explication

Le spin mS prend l’une des deux valeurs +1/2 ou −1/2 et, associé à (n, ℓ, m), définit l’état de l’électron. Les valeurs 0 et 1 ne sont pas les valeurs possibles de ce nombre quantique de spin.

Explication

Une orbitale p possède deux lobes de signes opposés et un plan nodal où la probabilité de présence est nulle. Des lobes de même signe ne décrivent donc pas cette caractéristique.

Explication

À l’état fondamental, les électrons occupent les sous-couches par ordre croissant d’énergie pour former la configuration de minimum d’énergie. Le nombre quantique principal seul ne suffit pas à établir cet ordre.

Explication

Lorsque les sous-couches ont la même somme n + ℓ, celle qui a le plus petit n est la moins énergétique. Comparer uniquement les valeurs de ℓ ne permet pas de trancher selon cette règle.

Explication

Une orbitale peut contenir au maximum deux électrons, et leurs spins sont opposés. Des spins parallèles ne respectent pas cette condition pour deux électrons partageant une orbitale.

Explication

La règle de Hund favorise d’abord l’occupation séparée des orbitales dégénérées par des électrons de spins parallèles. L’appariement immédiat n’est pas la répartition qui maximise la stabilité.

Explication

Les électrons de valence comprennent ceux des sous-couches de nombre quantique principal maximal ainsi que ceux des sous-couches d et f en cours de remplissage. La réponse qui exclut d et f confond ces électrons avec une définition plus restreinte des électrons externes.

Explication

Les électrons de valence sont moins fortement liés au noyau que les électrons de cœur, ce qui leur permet de participer à la réactivité chimique. La proposition qui les décrit comme les électrons les plus internes inverse leur position et leur rôle.

Explication

Dans la représentation de Lewis, un doublet est indiqué par un tiret et un électron célibataire par un point. La confusion la plus fréquente consiste à intervertir ces deux symboles.

Explication

Un anion possède davantage d’électrons que l’atome neutre correspondant : on en ajoute à la configuration fondamentale en respectant les règles de remplissage. Le retrait d’électrons correspond à la formation d’un cation.

Explication

La classification actuelle ordonne les éléments par numéro atomique croissant, ce qui correspond à leur configuration électronique. Le classement par masse atomique croissante est associé à la démarche initiale de Mendeleïev.

Explication

La classification comprend sept périodes et dix-huit colonnes, tandis que les quatorze colonnes du bloc f sont représentées séparément. La description qui échange périodes et colonnes inverse les deux dimensions du tableau.

Explication

Une période correspond à une même valeur maximale de n ; son remplissage commence dans ns et s’achève lorsque np est remplie. La réponse qui place np au début et ns à la fin inverse l’ordre caractéristique des sous-couches.

Explication

Les blocs s, d, p et f comptent respectivement 2, 10, 6 et 14 colonnes, selon la sous-couche où se place le dernier électron. La combinaison qui attribue 14 colonnes à d et 10 à f intervertit leurs largeurs.

Explication

Les éléments d’une même colonne ont une configuration électronique de valence identique et des propriétés chimiques analogues. Des éléments consécutifs en numéro atomique ne présentent pas forcément cette analogie, comme le montrent le fluor et le néon.

Explication

Les halogènes cités, notamment le fluor, le chlore, le brome et l’iode, forment des corps simples diatomiques et captent un électron pour donner des anions. La libération d’un électron pour former un cation caractérise plutôt les métaux alcalins.

Explication

Dans une période, le rayon atomique diminue de gauche à droite lorsque le numéro atomique augmente. L’augmentation du rayon correspond plutôt à la tendance observée en descendant dans une colonne, où n augmente.

Explication

Les électrons de valence peuvent participer à des liaisons ioniques, métalliques ou covalentes dans les édifices polyatomiques. Les interactions intermoléculaires, comme les liaisons hydrogène, ne constituent pas l’un des trois types de liaison chimique énumérés ici.

Explication

Les liaisons chimiques impliquent une redistribution électronique et possèdent des énergies bien supérieures à celles des interactions physiques intermoléculaires. Inverser ces ordres de grandeur attribuerait à ces dernières les énergies caractéristiques des liaisons chimiques.

Explication

La liaison ionique repose sur le transfert d’un électron de valence, qui forme un cation et un anion ; la cohésion cristalline résulte de leurs interactions collectives. Le partage d’un doublet décrit plutôt une liaison covalente.

Explication

Une liaison simple comporte une liaison σ et aucune liaison π, tandis qu’une liaison triple comporte une liaison σ et deux liaisons π. La liaison σ n’est donc pas réservée aux liaisons multiples.

Explication

Le debye vaut $3{,}33 \times 10^{-30}\ \mathrm{C\cdot m}$. L’unité doit être le produit d’une charge par une distance, et non leur quotient.

Explication

La mesure du moment dipolaire d’une liaison permet d’en déduire son pourcentage de caractère ionique. Elle ne sert pas à compter les électrons de valence, qui relèvent de la configuration électronique des atomes.

Explication

L’oxygène possède six électrons de valence. Le fluor en possède sept, ce qui le distingue de l’oxygène dans le décompte des électrons de valence.

Explication

Dans une liaison de coordination, la base de Lewis fournit les deux électrons du doublet à l’acide de Lewis. Dans une liaison covalente ordinaire, au contraire, chaque atome apporte un électron au doublet liant.

Explication

L’hydrogène tend à obtenir deux électrons dans sa couche externe, ce qu’une liaison lui permet d’atteindre. La règle de l’octet s’applique généralement aux atomes de la deuxième période et ne décrit pas la stabilité recherchée par l’hydrogène.

Explication

Le carbone appartient à la deuxième période et ne peut pas dépasser l’octet, tandis que le phosphore, élément de la troisième période, peut être hypervalent dans certains composés. Attribuer l’hypervalence au carbone inverse la distinction entre ces éléments.

Explication

Les formes mésomères redistribuent des doublets non liants et/ou π, mais conservent le squelette nucléaire et les doublets σ. Un déplacement des atomes correspondrait à une modification du squelette, et non à une simple forme mésomère.

Explication

Le poids statistique favorise les formes sans lacune électronique, avec peu de charges formelles et des charges placées en accord avec l’électronégativité. Une forme qui inverse le placement favorable des charges est moins représentative.

Explication

L’hybride de résonance décrit la répartition électronique réelle comme une moyenne pondérée des formes les plus représentatives et de même poids statistique. Il ne correspond donc pas à une alternance de structures localisées.

Explication

La théorie VSEPR prévoit la disposition des doublets liants et non liants qui minimise leurs répulsions. Négliger les doublets non liants omet une partie des directions de répulsion prises en compte.

Explication

Dans AXₙEₚ, n compte les atomes liés à l’atome central et p ses doublets non liants : la figure de répulsion comporte donc n + p directions. Ne compter que les atomes liés confondrait figure de répulsion et géométrie moléculaire.

Explication

En VSEPR, une liaison multiple représente une seule direction de répulsion, comme une liaison simple. La compter selon le nombre de doublets liants qu’elle contient confond les doublets de Lewis avec les directions géométriques.

Explication

Le moment dipolaire moléculaire résulte de la somme vectorielle des moments dipolaires de liaison, ce qui tient compte de leurs directions. Additionner leurs normes ignorerait l’orientation et pourrait donc donner un résultat incorrect.

Explication

Une molécule à liaisons polarisées est apolaire lorsque la somme vectorielle de leurs moments est nulle. La présence de moments de liaison non nuls ne suffit pas à rendre la molécule polaire si leurs effets se compensent.

Explication

La méthode CLOA construit une description moléculaire en combinant des orbitales atomiques pour approximer l’équation de Schrödinger. Une description séparée de chaque atome ne rendrait pas compte de cette combinaison.

Explication

Une orbitale liante favorise la présence d’électrons entre les noyaux, alors qu’une orbitale antiliante réduit cette probabilité. La proposition inversant ces effets confond les deux types d’orbitales.

Explication

L’interaction exige à la fois des énergies proches et une même symétrie par rapport à l’axe moléculaire. La proximité énergétique ne suffit donc pas lorsque les symétries diffèrent.