QCM : De l’atome à la matière — 27 questions

Questions et réponses du QCM

1. Quelle relation relie la longueur d’onde, la célérité, la période et la fréquence d’une lumière dans le vide ?

λ=cT=cν\lambda=\frac{c}{T}=c\nu
λ=c+T+ν\lambda=c+T+\nu
λ=Tc=νc\lambda=\frac{T}{c}=\frac{\nu}{c}
λ=cT=cν\lambda=cT=\frac{c}{\nu}

$$\lambda=cT=\frac{c}{\nu}$$

Explication

Dans le vide, la longueur d’onde est égale à la célérité multipliée par la période, soit aussi à la célérité divisée par la fréquence. La fréquence est une grandeur temporelle, tandis que la longueur d’onde décrit une distance spatiale.

2. Quelle caractéristique permet de définir une onde électromagnétique parmi les grandeurs suivantes ?

Sa masse, son volume, sa température, sa pression et sa charge électrique
Son nombre de protons, son nombre de neutrons, sa masse et son rayon atomique
Son intensité, sa couleur, sa polarité, sa masse et sa composition chimique
Sa célérité, sa période, sa longueur d’onde, son nombre d’onde et sa fréquence

Sa célérité, sa période, sa longueur d’onde, son nombre d’onde et sa fréquence

Explication

Une onde électromagnétique se caractérise notamment par sa célérité, sa période, sa longueur d’onde, son nombre d’onde et sa fréquence. Les autres ensembles regroupent des propriétés de la matière ou des descriptions qui ne définissent pas une onde électromagnétique.

3. Qu’est-ce qu’un photon ?

Une particule massive responsable des interférences entre deux faisceaux lumineux
Un électron excité qui se déplace dans un atome à la vitesse de la lumière
Une particule élémentaire sans masse au repos ni charge électrique, associée à une onde électromagnétique
Une onde matérielle chargée dont la masse varie avec la fréquence

Une particule élémentaire sans masse au repos ni charge électrique, associée à une onde électromagnétique

Explication

Un photon est un corpuscule sans masse au repos ni charge électrique, associé à une onde électromagnétique et se déplaçant à la vitesse de la lumière. Les interférences relèvent de la description ondulatoire de la lumière et ne définissent pas un photon comme une particule massive.

4. Un rayonnement passe d’une longueur d’onde λ1\lambda_1 à une longueur d’onde plus courte λ2\lambda_2 dans le vide. Comment évolue l’énergie de ses photons ?

Elle devient nulle, car une longueur d’onde courte supprime les photons
Elle augmente, car Eph=hcλE_{ph}=\frac{hc}{\lambda}
Elle diminue, car l’énergie est proportionnelle à la longueur d’onde
Elle reste constante, car seule l’intensité fixe l’énergie photonique

Elle augmente, car $$E_{ph}=\frac{hc}{\lambda}$$

Explication

L’énergie photonique est inversement proportionnelle à la longueur d’onde selon Eph=hcλE_{ph}=\frac{hc}{\lambda} ; une longueur d’onde plus courte correspond donc à une énergie plus élevée. L’intensité influence le nombre de photons, mais elle ne fixe pas à elle seule l’énergie de chaque photon.

5. Quel phénomène montre que seules des radiations de faible longueur d’onde peuvent provoquer une photoémission, quelle que soit l’intensité incidente ?

La dispersion de la lumière blanche
L’émission thermique d’un corps chauffé
La diffraction par une fente unique
L’effet photoélectrique

L’effet photoélectrique

Explication

L’effet photoélectrique met en évidence une condition liée à la longueur d’onde, donc à l’énergie des photons, pour arracher des électrons. Une intensité accrue ne compense pas une énergie photonique insuffisante.

6. À quelle date la série de Balmer a-t-elle été identifiée dans le spectre d’émission discontinu de l’hydrogène ?

En 1897
En 1885
En 1803
En 1909

En 1885

Explication

La série de Balmer a été identifiée en 1885 dans le spectre discontinu d’émission de l’hydrogène. Les autres dates correspondent à des étapes liées aux modèles atomiques ou à la découverte de l’électron.

7. Quelle conception de l’atome John Dalton propose-t-il en 1803 ?

Des atomes sphériques et indivisibles, différenciés par leur masse et associés aux éléments chimiques
Un nuage positif contenant des électrons répartis dans toute la sphère atomique
Un ensemble de protons et de neutrons dont le nombre de masse vérifie A=Z+NA=Z+N
Un noyau positif très petit entouré d’électrons dans un atome essentiellement vide

Des atomes sphériques et indivisibles, différenciés par leur masse et associés aux éléments chimiques

Explication

Dalton conçoit en 1803 la matière comme constituée d’atomes sphériques indivisibles, caractérisés notamment par leur masse et associés aux éléments chimiques. Le noyau atomique appartient au modèle de Rutherford, tandis que le nuage positif est associé à Thomson.

8. Quelle structure atomique résulte de l’expérience de Rutherford ?

Des atomes indivisibles dont la masse distingue les différents éléments chimiques
Un noyau négatif entouré d’électrons positifs occupant la majeure partie du volume atomique
Des électrons négatifs autour d’un très petit noyau positif, dans un atome essentiellement vide
Des électrons inclus dans une sphère positive où les charges sont réparties de manière homogène

Des électrons négatifs autour d’un très petit noyau positif, dans un atome essentiellement vide

Explication

Rutherford établit un modèle avec un noyau positif très petit autour duquel se déplacent des électrons négatifs, l’atome étant principalement vide. La répartition des électrons dans une sphère positive correspond au modèle de Thomson.

9. Un nucléide possède Z=17Z=17 protons et N=18N=18 neutrons. Quel est son nombre de masse AA ?

A=17A=17
A=35A=35
A=1A=1
A=18A=18

$$A=35$$

Explication

Le nombre de masse est la somme du nombre de protons et du nombre de neutrons : A=Z+N=17+18=35A=Z+N=17+18=35. La valeur ZZ désigne le nombre de protons, tandis que NN désigne le nombre de neutrons.

10. Dans le modèle de Bohr pour l’hydrogène, comment évoluent le rayon de l’orbite et l’énergie lorsque le nombre quantique principal nn augmente ?

Le rayon reste constant et l’énergie croît proportionnellement à n2n^2
Le rayon diminue comme n2n^2 et l’énergie se rapproche de zéro
Le rayon croît comme nn et l’énergie devient plus négative
Le rayon croît comme n2n^2 et l’énergie négative se rapproche de zéro

Le rayon croît comme $$n^2$$ et l’énergie négative se rapproche de zéro

Explication

Le rayon est donné par rn=n2a0r_n=n^2a_0, tandis que l’énergie En=−Ry/n2E_n=-R_y/n^2 reste négative et tend vers zéro. La confusion fréquente consiste à faire varier l’énergie comme le rayon, alors que leurs dépendances en nn sont différentes.

11. Lorsqu’un électron passe d’un niveau d’énergie à un autre dans le modèle de Bohr, quelle condition doit respecter le photon échangé ?

Son énergie doit dépasser la somme des deux niveaux concernés
Son énergie doit être indépendante des niveaux électroniques
Son énergie doit égaler la différence entre les deux niveaux
Sa longueur d’onde doit égaler le rayon de l’orbite initiale

Son énergie doit égaler la différence entre les deux niveaux

Explication

Une transition entre deux orbites stationnaires se produit par absorption ou émission d’un photon dont l’énergie correspond exactement à l’écart entre les niveaux. Un photon d’énergie supérieure ne provoque pas directement une transition liée correspondant à cet écart.

12. Un photon fournit à un atome une énergie supérieure à son énergie d’ionisation. Que devient l’excédent d’énergie après l’arrachement de l’électron ?

Il est entièrement réémis sous forme d’un photon identique
Il disparaît sans modifier l’état énergétique du système
Il peut être converti en énergie cinétique de l’électron
Il augmente nécessairement le rayon de l’orbite restante

Il peut être converti en énergie cinétique de l’électron

Explication

L’énergie du photon sert d’abord à arracher l’électron, et l’excédent peut devenir son énergie cinétique. L’ionisation ne transforme donc pas automatiquement toute l’énergie reçue en énergie d’ionisation.

13. Quelle association entre série spectrale de l’hydrogène, niveau final et domaine spectral est correcte ?

Balmer aboutit à n=3n=3 et se situe dans l’ultraviolet
Balmer aboutit à n=2n=2 et se situe dans le visible
Lyman aboutit à n=2n=2 et se situe dans l’infrarouge
Paschen aboutit à n=1n=1 et se situe dans le visible

Balmer aboutit à $$n=2$$ et se situe dans le visible

Explication

La série de Balmer correspond aux transitions aboutissant à n=2n=2 et produit des raies visibles. La série de Lyman aboutit à n=1n=1 dans l’ultraviolet, tandis que Paschen aboutit à n=3n=3 dans l’infrarouge.

14. Pourquoi le modèle de Bohr ne décrit-il pas correctement les spectres des atomes possédant plusieurs électrons ?

Il néglige les répulsions interélectroniques et l’effet Zeeman
Il attribue aux électrons une masse différente selon leur couche
Il ne prévoit aucune quantification des niveaux de l’hydrogène
Il s’applique aux molécules mais pas aux systèmes atomiques

Il néglige les répulsions interélectroniques et l’effet Zeeman

Explication

Le modèle de Bohr rend compte des spectres des ions hydrogénoïdes, mais il ne traite pas correctement les interactions entre plusieurs électrons ni l’effet Zeeman. Il conserve toutefois une quantification adaptée à l’hydrogène et aux systèmes à un électron.

15. Une particule de masse mm se déplace à la vitesse vv. Quelle expression donne sa longueur d’onde selon de Broglie ?

λ=mvh\lambda=\frac{mv}{h}
λ=hmv\lambda=hmv
λ=hmv\lambda=\frac{h}{mv}
λ=hm+v\lambda=\frac{h}{m+v}

$$\lambda=\frac{h}{mv}$$

Explication

De Broglie associe à une particule de quantité de mouvement p=mvp=mv la longueur d’onde λ=h/p=h/(mv)\lambda=h/p=h/(mv). Les autres expressions ne correspondent pas à l’inverse de la quantité de mouvement.

16. Quelle grandeur représente directement la densité de probabilité de présence d’un électron décrit par la fonction d’onde Ψ\Psi ?

∣Ψ∣2|\Psi|^2
1Ψ\frac{1}{\Psi}
Ψ\Psi
∂Ψ∂t\frac{\partial\Psi}{\partial t}

$$|\Psi|^2$$

Explication

La densité de probabilité volumique est ∣Ψ∣2|\Psi|^2, et la probabilité dans un volume infinitésimal vaut dP=∣Ψ∣2dVdP=|\Psi|^2dV. La fonction d’onde Ψ\Psi sert à calculer cette densité, mais n’a pas directement cette interprétation probabiliste.

17. Comment définir une orbitale atomique dans le cadre de la mécanique quantique ?

Une trajectoire circulaire parcourue par un électron autour du noyau
Une valeur numérique indiquant la charge électrique d’une sous-couche
Une région où l’électron possède une vitesse constante déterminée
Une fonction d’onde issue de l’équation de Schrödinger et associée à une énergie

Une fonction d’onde issue de l’équation de Schrödinger et associée à une énergie

Explication

Une orbitale est une fonction d’onde obtenue en résolvant l’équation de Schrödinger et associée à une énergie électronique. Elle ne correspond donc pas à une trajectoire classique déterminée.

18. Quels nombres quantiques caractérisent une orbitale atomique, et lequel décrit le spin de l’électron ?

L’orbitale utilise n,l,mln,l,m_l, tandis que le spin utilise msm_s
L’orbitale utilise l,ml,msl,m_l,m_s, tandis que le spin utilise nn
L’orbitale utilise n,ms,mln,m_s,m_l, tandis que le spin utilise ll
L’orbitale utilise n,l,msn,l,m_s, tandis que le spin utilise mlm_l

L’orbitale utilise $$n,l,m_l$$, tandis que le spin utilise $$m_s$$

Explication

Les trois nombres nn, ll et mlm_l caractérisent l’orbitale, alors que le nombre msm_s décrit le spin électronique. Le spin ne fait donc pas partie des trois nombres qui définissent l’orbitale spatiale.

19. Pour une sous-couche caractérisée par l=2l=2, quelles sont les valeurs possibles de mlm_l et leur nombre ?

ml=−2,−1,0,+1,+2m_l=-2,-1,0,+1,+2, soit cinq valeurs
ml=−2,−1,0,+1m_l=-2,-1,0,+1, soit quatre valeurs
ml=0,+1,+2,+3m_l=0,+1,+2,+3, soit quatre valeurs
ml=−1,0,+1m_l=-1,0,+1, soit trois valeurs

$$m_l=-2,-1,0,+1,+2$$, soit cinq valeurs

Explication

Le nombre magnétique prend les valeurs entières de −l-l à +l+l, soit 2l+12l+1 valeurs. Pour l=2l=2, cela donne cinq valeurs, de −2-2 à +2+2.

20. Que décrit une configuration électronique ?

La répartition des électrons dans les différentes orbitales atomiques
La répartition des neutrons entre les différents niveaux d’énergie
La succession des éléments selon leur masse atomique croissante
La disposition des protons dans les différentes couches nucléaires

La répartition des électrons dans les différentes orbitales atomiques

Explication

Une configuration électronique décrit la manière dont les électrons d’un atome ou d’un ion monoatomique se répartissent dans les orbitales atomiques. La disposition des particules dans le noyau ne relève pas de la configuration électronique.

21. Selon la règle de Klechkowski, comment les orbitales sont-elles remplies ?

Par nombre quantique principal croissant, puis selon le plus grand ll en cas d’égalité
Par énergie croissante selon n+ln+l, puis selon le plus petit nn en cas d’égalité
Par nombre d’électrons croissant, puis selon le plus petit ll en cas d’égalité
Par énergie décroissante selon n+ln+l, puis selon le plus grand nn en cas d’égalité

Par énergie croissante selon $$n+l$$, puis selon le plus petit $$n$$ en cas d’égalité

Explication

La règle de Klechkowski classe le remplissage selon une valeur croissante de n+ln+l, puis selon le plus petit nombre quantique principal lorsque deux orbitales ont la même somme. Les autres propositions inversent ou remplacent ces critères.

22. Quelle situation est interdite par le principe d’exclusion de Pauli dans un même atome ?

Deux électrons célibataires placés dans des orbitales dégénérées avec des spins parallèles
Deux électrons occupant une même orbitale avec des nombres quantiques de spin opposés
Deux électrons appartenant à des orbitales différentes mais ayant le même nombre quantique principal
Deux électrons possédant les quatre mêmes nombres quantiques nn, ll, mlm_l et msm_s

Deux électrons possédant les quatre mêmes nombres quantiques $$n$$, $$l$$, $$m_l$$ et $$m_s$$

Explication

Le principe de Pauli interdit que deux électrons d’un même atome aient simultanément les quatre mêmes nombres quantiques. Des électrons peuvent toutefois partager une orbitale avec des spins opposés ou occuper des orbitales différentes.

23. Comment la règle de Hund organise-t-elle les électrons dans des orbitales dégénérées ?

Elle impose des spins opposés aux électrons répartis dans plusieurs orbitales
Elle apparie d’abord les électrons dans une orbitale avant de remplir les autres
Elle place d’abord des électrons célibataires de spins parallèles avant leur appariement
Elle réserve les orbitales dégénérées aux électrons possédant le plus grand nombre quantique principal

Elle place d’abord des électrons célibataires de spins parallèles avant leur appariement

Explication

La règle de Hund favorise d’abord l’occupation séparée des orbitales dégénérées par des électrons célibataires de spins parallèles, puis l’appariement. L’imposition de spins opposés dans une même orbitale relève du principe de Pauli, et non de la règle de Hund.

24. Qui a proposé une classification périodique des éléments en 1869 ?

John Dalton
Dimitri Ivanovitch Mendeleïev
Antoine Laurent de Lavoisier
Ernest Rutherford

Dimitri Ivanovitch Mendeleïev

Explication

Dimitri Ivanovitch Mendeleïev a proposé la classification périodique en 1869. Lavoisier, Dalton et Rutherford ont apporté d’autres contributions majeures à la chimie et à la physique, mais ne sont pas associés à cette proposition précise.

25. Combien de colonnes le bloc dd comporte-t-il dans la classification périodique ?

10 colonnes
6 colonnes
2 colonnes
14 colonnes

10 colonnes

Explication

Le bloc dd comprend 10 colonnes, correspondant aux possibilités de remplissage de cette sous-couche. Le bloc ss en comprend 2, le bloc pp 6 et le bloc ff 14.

26. Pourquoi les éléments d’une même colonne présentent-ils souvent des propriétés chimiques similaires ?

Ils possèdent une configuration électronique de valence identique
Ils ont tous le même nombre de couches électroniques occupées
Ils contiennent le même nombre total de particules dans leur noyau
Ils appartiennent nécessairement au même état physique à température ambiante

Ils possèdent une configuration électronique de valence identique

Explication

Les éléments d’une même colonne ont une configuration électronique de valence identique, ce qui explique la similarité de leurs propriétés chimiques. Ils peuvent cependant différer par leur nombre de couches électroniques, leur composition nucléaire et leur état physique.

27. Quelle configuration de valence caractérise les halogènes ?

ns1ns^1
ns2np6ns^2np^6
ns2np5ns^2np^5
ns2ns^2

$$ns^2np^5$$

Explication

Les halogènes possèdent une configuration de valence de type ns2np5ns^2np^5. La configuration ns1ns^1 caractérise les métaux alcalins, ns2ns^2 les métaux alcalino-terreux et ns2np6ns^2np^6 les gaz rares.

Révisez avec les flashcards

Mémorisez les réponses avec 58 flashcards sur De l’atome à la matière.

Qu'est-ce qu'une onde électromagnétique ?

Une forme d’énergie caractérisée par plusieurs grandeurs physiques.

Quelle relation lie la longueur d'onde λ\lambda, la période TT et la fréquence ν\nu dans le vide ?

λ=cT=cν\lambda = cT = \frac{c}{\nu} dans le vide.

Comment s'exprime le nombre d'onde σ\sigma en fonction de la longueur d'onde λ\lambda ?

σ=1λ\sigma = \frac{1}{\lambda}.

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