QCM : Classification et liaisons chimiques — 66 questions

Explication

Un atome comprend un noyau composé de nucléons et un cortège formé d’électrons. Le noyau, lui, ne contient que des protons et des neutrons.

Explication

Les électrons situés autour du noyau déterminent l’essentiel des propriétés chimiques. Les neutrons contribuent plutôt à la stabilité du noyau.

Explication

Le nombre de neutrons se calcule avec $N=A-Z$, soit $N=23-11=12$. Le nombre $Z$ indique quant à lui le nombre de protons.

Explication

Dans un atome neutre, le nombre d’électrons est égal au nombre de protons, donc à $Z$. Pour $Z=17$, l’atome possède 17 électrons.

Explication

Des isotopes appartiennent au même élément, donc possèdent le même numéro atomique et le même nombre de protons. Leur différence porte sur le nombre de neutrons, ce qui modifie leur nombre de masse.

Explication

L’unité $u$ est définie comme un douzième de la masse d’un atome de carbone ¹²C. Par conséquent, la masse de cet isotope de carbone vaut 12 u.

Explication

Le nombre d’Avogadro vaut $N_A=6{,}022\times10^{23}\,\text{mol}^{-1}$. Cette constante relie la quantité de matière exprimée en moles au nombre d’entités.

Explication

La masse molaire naturelle est une moyenne pondérée : chaque masse isotopique est multipliée par son abondance, puis les contributions sont additionnées. La masse de l’isotope majoritaire ne suffit donc pas à elle seule.

Explication

La relation $E=h\frac{c}{\lambda}$ montre que l’énergie est inversement proportionnelle à la longueur d’onde. Une longueur d’onde plus courte correspond donc à un photon plus énergétique.

Explication

Einstein décrit les quanta d’énergie comme des photons sans masse et sans charge, se propageant à la vitesse $c$. L’électron constitue un contre-exemple puisqu’il possède une masse et une charge.

Explication

La relation de Bohr est $R_n=a_0n^2$. Avec $a_0=0{,}53\,\text{Å}$ et $n=2$, on obtient $R_2=0{,}53\times4=2{,}12\,\text{Å}$.

Explication

La série de Balmer regroupe les transitions qui aboutissent au niveau $n=2$ et se situent dans le domaine visible. Les séries de Lyman et de Paschen aboutissent respectivement à $n=1$ et $n=3$.

Explication

Une orbitale représente une région de l’espace caractérisée par une forte probabilité de présence de l’électron. La conception d’une trajectoire déterminée correspond plutôt à l’image de l’orbite de Bohr.

Explication

La relation $\lambda=\frac{h}{mv}$ montre que la longueur d’onde diminue lorsque la vitesse augmente à masse constante. Elle n’est donc pas proportionnelle à la vitesse.

Explication

La quantité $\Psi^2$ représente la densité de probabilité de présence, tandis que la fonction $\Psi$ n’est pas directement observable. Le nombre quantique $n$ décrit plutôt la couche et le niveau énergétique.

Explication

Le principe d’incertitude interdit de déterminer simultanément avec une précision complète la position et la vitesse d’une particule légère. Il ne concerne pas directement les couples de grandeurs proposés dans les autres réponses.

Explication

La règle de Hund impose le remplissage séparé des orbitales d’une même sous-couche avec des spins parallèles avant l’appariement. Le principe de Pauli concerne plutôt le nombre maximal d’électrons par case et leurs spins opposés.

Explication

Les électrons occupent d’abord les niveaux de plus faible énergie selon l’ordre de Klechkowski. Le numéro de couche ne suffit donc pas à déterminer l’ordre de remplissage.

Explication

Le principe de Pauli autorise au maximum deux électrons dans une case quantique, et leurs spins doivent être opposés. Le remplissage séparé avec des spins parallèles relève de la règle de Hund.

Explication

Lors de la formation d’un cation, les électrons de la sous-couche ayant le plus grand nombre quantique principal sont arrachés en priorité, donc 4s avant 3d. La règle ne signifie pas que 3d ne peut jamais être concernée.

Explication

La période correspond à la plus grande valeur de $n$ présente dans la configuration électronique. La sous-couche en cours de remplissage sert plutôt à identifier le bloc de l’élément.

Explication

Pour un élément de transition, les électrons de valence comprennent ceux des sous-couches $ns$ et $(n-1)d$. Les couches internes complètement remplies ne constituent pas l’ensemble des électrons de valence.

Explication

Pour le bloc d, le groupe se calcule par $x+2$ ; avec $x=5$, on obtient $5+2=7$. La valeur de $x$ seule ne donne donc pas le numéro du groupe.

Explication

En descendant dans un groupe, chaque période supplémentaire ajoute une couche électronique, ce qui accroît le rayon atomique. L’augmentation de la charge nucléaire explique plutôt la diminution du rayon de gauche à droite dans une période.

Explication

L’énergie de première ionisation mesure l’énergie fournie pour retirer un électron à un atome neutre et produire un cation. L’affinité électronique concerne au contraire la capture d’un électron par un atome neutre.

Explication

L’énergie de première ionisation est positive et augmente globalement vers le haut et la droite du tableau périodique. Une position vers le bas et la gauche correspond généralement à une ionisation plus facile.

Explication

L’électronégativité décrit l’attraction exercée par un élément sur les électrons d’une liaison entre atomes liés. L’énergie nécessaire pour perdre un électron correspond à l’énergie d’ionisation, tandis que la capture d’un électron relève de l’affinité électronique.

Explication

Un cation résulte de la perte d’un ou plusieurs électrons par l’atome neutre, ce qui produit une charge positive. L’équation avec les électrons du côté des réactifs décrit au contraire la formation d’un anion.

Explication

Un anion se forme lorsque l’atome neutre capte un ou plusieurs électrons, comme l’indique la charge négative du produit. La perte d’électrons conduirait plutôt à un cation.

Explication

L’affinité électronique correspond à l’énergie mise en jeu lorsqu’un atome neutre gagne un électron pour devenir un anion, et elle est négative pour un atome qui tend à gagner un électron. La formation d’un cation relève de l’énergie de première ionisation.

Explication

La perte d’électrons diminue généralement le rayon et forme un cation plus petit que l’atome, tandis que le gain d’électrons forme un anion plus grand. Les deux ions n’évoluent donc pas dans la même direction par rapport à l’atome neutre.

Explication

Une liaison covalente repose sur la mise en commun de deux électrons provenant des couches de valence des atomes liés. Le transfert d’électrons caractérise plutôt la formation d’ions dans une liaison ionique.

Explication

L’hydrogène fait partie des premiers éléments qui suivent la règle du duet et tend à posséder deux électrons sur sa couche externe. La règle de l’octet vise principalement les atomes qui peuvent compléter une couche externe à huit électrons.

Explication

Dans NH₃, l’azote établit trois liaisons σ avec les hydrogènes et conserve un doublet non liant. La molécule ne contient pas de liaisons π entre l’azote et les hydrogènes.

Explication

Dans N₂, chaque azote apporte trois électrons célibataires, ce qui conduit à une triple liaison composée d’une liaison σ et de deux liaisons π. Une double liaison comporterait seulement une liaison σ et une liaison π.

Explication

Le carré de la fonction d’onde associée à l’orbitale moléculaire donne la densité de probabilité de présence des électrons. La charge nucléaire, les distances internucléaires et l’énergie cinétique sont des grandeurs différentes.

Explication

Le recouvrement de deux orbitales atomiques engendre une orbitale liante plus basse en énergie et une orbitale antiliante plus élevée. Les orbitales antiliantes ne stabilisent pas la molécule.

Explication

Une espèce paramagnétique possède au moins un électron célibataire, ce qui lui confère un moment magnétique non nul. Des électrons tous appariés caractérisent au contraire une espèce diamagnétique.

Explication

Le carbone passe de la configuration fondamentale $2s^2 2p^2$ à la configuration excitée $2s^1 2p^3$, qui comporte quatre électrons célibataires. La configuration fondamentale ne permet d’établir que deux liaisons covalentes selon ce modèle.

Explication

L’hybridation sp³ mélange une orbitale s et trois orbitales p pour former quatre orbitales hybrides identiques de géométrie tétraédrique. Trois orbitales coplanaires correspondent à l’hybridation sp².

Explication

Les quatre liaisons C–H équivalentes de CH₄ sont dirigées vers les sommets d’un tétraèdre, avec un angle de 109°28′. L’angle proche de 107° et la géométrie pyramidale concernent NH₃.

Explication

Dans NH₃, le doublet libre est plus volumineux et exerce une répulsion plus forte que les doublets liants, ce qui resserre l’angle à environ 107°. L’azote y est décrit comme sp³, et non comme sp².

Explication

L’hybridation sp² mélange une orbitale s et deux orbitales p, formant trois orbitales hybrides coplanaires, tandis qu’une orbitale p reste pure. L’hybridation sp³ utilise les trois orbitales p et n’en laisse aucune non hybridée.

Explication

Chaque carbone de C₂H₄ conserve une orbitale p pure, et leur recouvrement latéral forme la liaison π. Les orbitales hybrides sp² participent aux liaisons σ, tandis qu’un recouvrement axial correspond à une liaison σ.

Explication

Les orbitales p doivent rester parallèles afin que leurs lobes se recouvrent latéralement et forment la liaison π, ce qui contribue à la planéité de l’éthène. Des orbitales non parallèles diminueraient fortement ce recouvrement.

Explication

L’hybridation sp produit deux orbitales alignées à 180° et laisse deux orbitales p pures, qui forment les deux liaisons π de la triple liaison. La liaison C≡C comprend donc une liaison σ et deux liaisons π, avec les quatre atomes alignés.

Explication

La théorie VSEPR prévoit la géométrie moléculaire en considérant les répulsions entre les doublets électroniques de valence entourant l’atome central. La masse des atomes périphériques ne constitue pas le principe géométrique de cette théorie.

Explication

Les doublets liants et libres se placent autour de l’atome central de façon à maximiser leur éloignement et à minimiser les répulsions. Leur disposition ne dépend pas de la masse ou du nombre de protons des atomes liés.

Explication

Deux domaines électroniques s’organisent avec un angle de 180°, ce qui donne une géométrie linéaire. Un angle de 120° correspond à trois domaines, tandis qu’une base tétraédrique correspond à quatre domaines.

Explication

Les doublets libres repoussent davantage les autres doublets que les doublets liants, ce qui comprime progressivement les angles lorsque leur influence augmente de CH₄ à NH₃ puis H₂O. Cette évolution ne provient pas d’une augmentation du nombre de liaisons doubles.

Explication

Une même électronégativité signifie que les deux atomes attirent également les électrons, donc aucune séparation de charges partielles n’apparaît. Une différence d’électronégativité est nécessaire pour créer des charges δ⁺ et δ⁻.

Explication

Le moment dipolaire se calcule avec $\mu = \delta \times l$, donc $\mu = (2{,}0 \times 10^{-20})(1{,}5 \times 10^{-10}) = 3{,}0 \times 10^{-30}\ \mathrm{C\cdot m}$. La multiplication des puissances de dix donne une puissance $10^{-30}$, et non $10^{-10}$.

Explication

Une très grande différence d’électronégativité favorise le transfert d’un électron vers l’atome le plus électronégatif, créant des ions de charges opposées qui s’attirent. Un partage équitable correspond plutôt à une liaison covalente non polarisée.

Explication

Le sodium devient Na⁺ en perdant un électron, tandis que le chlore devient Cl⁻ en gagnant cet électron. L’attraction entre ces ions conduit ensuite à leur organisation en réseau cristallin.

Explication

La polarité moléculaire se détermine en identifiant les liaisons polarisées, en établissant la géométrie avec Lewis et VSEPR, puis en faisant la somme vectorielle des moments. Une somme nulle donne une molécule apolaire, tandis qu’une somme non nulle donne une molécule polaire.

Explication

CO₂ possède des liaisons C=O polarisées, mais sa géométrie linéaire à 180° annule leurs moments. Dans H₂O, la géométrie coudée d’environ 105° produit un moment moléculaire non nul.

Explication

Les liaisons C–Cl sont polarisées, mais leur arrangement tétraédrique symétrique entraîne une somme vectorielle nulle, donc $\mu_{\mathrm{CCl_4}} = 0$. L’apolarité ne signifie pas que chaque liaison C–Cl est dépourvue de polarisation.

Explication

Une liaison hydrogène nécessite un hydrogène lié à F, O ou N et une interaction avec un atome F, O ou N possédant un doublet libre. Une simple présence d’hydrogène ou d’une liaison double ne suffit pas à satisfaire cette condition.

Explication

Une fonction d’état est déterminée par les états initial et final, quelle que soit la transformation réalisée entre eux. La chaleur et le travail constituent le distracteur pertinent, car leurs valeurs dépendent du chemin suivi.

Explication

Dans un système isolé, aucune énergie n’est échangée avec l’extérieur, donc l’énergie totale se conserve. Le sens d’évolution relève du second principe, tandis que le premier principe exprime la conservation de l’énergie.

Explication

La variation d’une grandeur entre deux états se calcule par la valeur finale moins la valeur initiale, soit $\Delta U = U_2 - U_1$. La différence inversée donnerait l’opposé de la variation recherchée.

Explication

Avec la convention indiquée, la variation d’énergie interne est la somme de la chaleur reçue et du travail reçu, donc $\Delta U = Q + W$. La soustraction correspondrait à une autre convention de signe et ne respecte pas la relation donnée ici.

Explication

La chaleur est une énergie thermique échangée entre deux systèmes en raison d’une différence de température. L’énergie mécanique échangée correspond au travail, qui est une notion distincte.

Explication

Le travail représente une énergie mécanique échangée entre un système et son environnement. L’énergie thermique transférée relève de la chaleur, et ni le travail ni la chaleur ne sont des fonctions d’état.

Explication

La chaleur et le travail peuvent prendre des valeurs différentes selon la transformation choisie entre deux mêmes états. La température finale ne suffit donc pas à les déterminer, contrairement à une fonction d’état.

Explication

La conversion s’effectue avec $T(\mathrm{K}) = T(°\mathrm{C}) + 273{,}15$, ce qui donne $25 + 273{,}15 = 298{,}15\,\mathrm{K}$. La valeur $273{,}15\,\mathrm{K}$ correspond à $0\,°\mathrm{C}$, et non à la température proposée.