QCM : Classification périodique et propriétés atomiques — 23 questions

Explication

En 1869, Mendeleïev ordonne les éléments selon leur masse atomique croissante et regroupe ceux dont les propriétés chimiques se ressemblent. Le numéro atomique devient le critère de la classification moderne, mais il ne fonde pas encore cette organisation historique.

Explication

Les cases vides servent à formuler des prédictions sur les propriétés chimiques d’éléments encore inconnus. Elles ne représentent pas des mesures impossibles ni des éléments supprimés du tableau.

Explication

Une période est une ligne dont les éléments partagent la même valeur du nombre quantique principal n. La configuration électronique de valence caractérise plutôt les éléments d’un groupe.

Explication

Un groupe est une colonne réunissant des éléments ayant la même configuration électronique de valence. Une valeur commune de n définit plutôt une période, tandis que la masse atomique peut varier dans une colonne.

Explication

La classification moderne ordonne les éléments par numéro atomique Z croissant, ce qui conduit approximativement à une organisation selon leurs propriétés chimiques. La masse atomique était le critère historique associé à Mendeleïev.

Explication

La règle de Klechkowski impose des valeurs croissantes de $n+l$, puis, en cas d’égalité, des valeurs croissantes de n. Le nombre l ou la capacité de la sous-couche ne fournit pas le critère de départage indiqué.

Explication

La capacité maximale vaut $2(2l+1)=4l+2$ ; pour $l=2$, elle est donc égale à 10 électrons. Les valeurs 6 et 8 correspondent à d’autres sous-couches, tandis que 12 ne résulte pas de cette formule.

Explication

Le bloc d regroupe les configurations de valence $ns^2(n-1)d^{1\text{ à }10}$. Les autres configurations proposées correspondent respectivement aux blocs s et p, ou au bloc f.

Explication

Des éléments d’une même colonne ont une structure comparable de leur couche externe, ce qui influence leur réactivité chimique. Le nombre de neutrons, le nombre total de couches et l’augmentation de la masse atomique ne constituent pas la cause générale de cette similitude.

Explication

Les halogènes possèdent une configuration de valence $ns^2np^5$, avec sept électrons sur leur couche externe. La configuration $ns^2np^4$ correspond aux chalcogènes, tandis que $ns^2np^6$ caractérise les gaz rares.

Explication

Les métaux perdent préférentiellement des électrons et deviennent donc des cations, tandis que les non-métaux gagnent préférentiellement des électrons et deviennent des anions. L’inversion de ces tendances constitue la confusion classique à éviter.

Explication

La règle de l’octet décrit la tendance à acquérir la configuration électronique du gaz rare voisin, avec une couche de valence de type $ns^2np^6$. La saturation à deux électrons concerne la première couche, notamment pour l’hydrogène et l’hélium, et non la règle générale de l’octet.

Explication

Le magnésium perd deux électrons et forme ainsi $\mathrm{Mg^{2+}}$, dont la configuration électronique correspond à celle du néon. Les autres ions proposés impliquent une perte ou un gain électronique qui ne conduit pas à cette configuration.

Explication

La charge nucléaire effective se calcule avec $Z^*=Z-s$, donc $Z^*=17-6,1=10,9$. La valeur $6,1$ représente ici la constante d’écran, tandis que $17$ est la charge nucléaire totale.

Explication

L’énergie est donnée par $\varepsilon_{n_i}=-13,6\frac{Z^{*2}}{n_i^2}\ \text{eV}$ ; lorsque $n_i$ augmente, sa valeur devient moins négative. Elle ne devient pas positive et ne reste pas constante, car elle dépend explicitement de $n_i^2$.

Explication

L’énergie d’ionisation correspond à l’apport minimal requis pour retirer un électron à un atome gazeux dans son état fondamental. L’affinité électronique concerne au contraire l’énergie associée à l’ajout d’un électron.

Explication

Les gaz rares possèdent les énergies d’ionisation les plus élevées, tandis que les alcalins présentent les valeurs les plus faibles. Cette tendance est liée à l’énergie des orbitales de valence.

Explication

Une rupture importante entre deux ionisations successives signale qu’une couche ou une sous-couche électronique vient d’être atteinte. Elle fournit donc un indice sur l’organisation interne des électrons.

Explication

L’affinité électronique caractérise l’énergie libérée quand un atome neutre gazeux reçoit un électron et devient un anion de charge −1. L’arrachement d’un électron relève de l’énergie d’ionisation.

Explication

L’électronégativité décrit l’attraction exercée par un atome sur les électrons engagés dans une liaison covalente. L’énergie d’ionisation mesure plutôt l’arrachement d’un électron à un atome isolé.

Explication

Dans l’échelle de Pauling, le fluor possède l’électronégativité maximale, fixée à 4,0 dans cette présentation. Les gaz rares n’y ont pas d’électronégativité indiquée.

Explication

Le rayon de Van der Waals décrit la taille apparente d’un atome qui ne participe pas à une liaison. Le rayon covalent est défini comme la moitié de la distance entre deux atomes liés par une liaison simple dans une molécule X₂.

Explication

Un anion gagne des électrons, ce qui augmente généralement sa taille, alors qu’un cation en perd et devient généralement plus petit. La comparaison porte sur chaque ion et l’atome neutre correspondant.