QCM : Classification périodique et structure électronique (22 questions)

Explication

Le nombre de masse est donné par $A = Z + N$, donc $N = A - Z$ et $Z$ participe à son calcul. $A$ ne compte pas les électrons et la relation avec les neutrons est une addition, non une soustraction.

Explication

L’isotopie concerne des atomes d’un même élément ayant le même numéro atomique mais des nombres de neutrons différents. Des éléments différents ne sont pas des isotopes, même s’ils possèdent le même nombre de neutrons, et un changement du nombre de protons ou du numéro atomique définit un autre élément. Le nombre de masse est donné par $A = Z + N$ ; il n’est donc pas égal au numéro atomique lorsque l’atome possède des neutrons. Les sous-ensembles isotopiques ont ainsi des nombres de masse différents.

Explication

Le classement périodique suit l’ordre croissant du numéro atomique $Z$. Le nombre de masse, les neutrons, les électrons des ions et la masse atomique moyenne ne constituent pas le critère de classement indiqué.

Explication

La première colonne, à l’exception de l’hydrogène, contient les alcalins Li, Na, K, Rb, Cs et Fr. Be, Mg et Ca appartiennent à la deuxième colonne, les éléments de transition aux colonnes 3 à 12 et les halogènes à la colonne 17.

Explication

Les colonnes 3 à 12 sont celles des éléments de transition et la colonne 18 celle des gaz rares ou inertes. Les alcalino-terreux occupent la colonne 2, les halogènes la colonne 17 et les alcalins la première colonne hors hydrogène.

Explication

Le bloc $s$ correspond aux colonnes 1 et 2, le bloc $p$ aux colonnes 13 à 18 et le bloc $d$ aux colonnes 3 à 12. Les éléments de transition occupent donc le bloc $d$, tandis que les colonnes 13 à 18 relèvent du bloc $p$.

Explication

Une orbitale est une zone de l’espace caractérisée par une probabilité élevée de présence de l’électron. Elle ne correspond pas à une trajectoire déterminée, à une particule ou à une couche définie par le seul nombre quantique principal.

Explication

Une orbitale atomique est caractérisée par une fonction d’onde $\Psi$ et par quatre nombres quantiques : $n$, $l$, $m$ et $s$. Le nombre $n$ seul est insuffisant, tandis que $p$, $d$ et $f$ désignent des sous-couches et non des nombres quantiques.

Explication

Les sous-couches $s$, $p$ et $d$ contiennent respectivement une, trois et cinq orbitales. La sous-couche $p$ ne contient donc pas cinq orbitales ; ce nombre correspond à la sous-couche $d$.

Explication

Le principe de Pauli interdit l’identité des quatre nombres quantiques et limite donc une orbitale à deux électrons. Les électrons d’une même orbitale peuvent avoir des spins opposés, et non identiques.

Explication

La règle de Klechkowski ordonne le remplissage des sous-couches par énergie croissante. Le remplissage par spins parallèles relève de Hund, tandis que la limite de deux électrons relève de Pauli.

Explication

L’ordre usuel commence par 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, puis 4s et 3d, et se termine ici par 4d puis 5p. Ainsi, 3d ne précède pas 4s et 5p ne précède pas 4d.

Explication

La règle de Hund prévoit l’occupation séparée des orbitales d’une même sous-couche par des électrons de même spin avant leur appariement. L’ordre énergétique relève de Klechkowski et la limite de deux électrons relève de Pauli.

Explication

Les électrons de valence sont associés aux sous-couches s et p de la couche de plus grande valeur de n et participent aux réactions chimiques. Ils appartiennent à la couche externe, et non aux couches internes ou à la couche de plus petite valeur de n.

Explication

Le chlore, de numéro atomique 17, possède la configuration réduite $[Ne] 3s^2 3p^5$. Sa couche externe est la couche $n=3$ et contient sept électrons de valence, dont cinq dans la sous-couche $3p$; le symbole $[Ne]$ représente le cœur électronique.

Explication

Un schéma de Lewis représente les électrons de valence, qui permettent d’examiner la formation des liaisons chimiques. Les électrons internes ne sont pas représentés ; la configuration électronique complète présente, elle, les électrons internes et les électrons de valence.

Explication

Dans un schéma de Lewis, un électron célibataire est figuré par un point et une paire d’électrons par un trait. Le trait correspond donc à deux électrons associés, et non à un électron isolé.

Explication

Un doublet non liant est une paire d’électrons figurée par un trait et localisée sur un atome. Un trait reliant deux atomes correspond à un doublet liant, tandis qu’un électron célibataire est représenté par un point.

Explication

Le doublet liant est une paire d’électrons représentée par un trait entre deux atomes et constituant une liaison de covalence. Une paire localisée sur un seul atome est un doublet non liant, tandis qu’un électron célibataire est représenté par un point.

Explication

La règle de l’octet correspond à une tendance vers huit électrons, tandis que le duet correspond à deux électrons. Les atomes peuvent capter ou céder des électrons pour atteindre ces environnements ; une configuration à six électrons ne définit pas cette règle.

Explication

L’électronégativité augmente de bas en haut et de gauche à droite. Le rayon atomique augmente globalement dans les directions opposées, vers le bas et la gauche ; une augmentation vers le bas ou vers la gauche est donc incorrecte pour l’électronégativité.

Explication

Les alcalins donnent généralement des cations monovalents $M^+$. Les alcalino-terreux forment des cations divalents $M^{2+}$, tandis que les halogènes donnent des anions monovalents $X^-$. Les éléments de transition peuvent former de nombreux cations et ne possèdent pas une charge ionique unique et constante.