QCM : Électronégativité et liaisons chimiques — 56 questions

Questions et réponses du QCM

1. Comment distingue-t-on un système homogène d’un système hétérogène ?

Un système homogène comporte une seule phase, tandis qu’un système hétérogène en comporte plusieurs
Un système homogène contient un seul constituant, tandis qu’un système hétérogène en contient plusieurs
Un système homogène comporte plusieurs phases, tandis qu’un système hétérogène en comporte une seule
Un système homogène est toujours solide, tandis qu’un système hétérogène peut être liquide ou gazeux

Un système homogène comporte une seule phase, tandis qu’un système hétérogène en comporte plusieurs

Explication

Un système homogène ne présente qu’une seule phase observable, alors qu’un système hétérogène en présente plusieurs. Le nombre de constituants ne suffit pas à définir cette distinction, car plusieurs constituants peuvent former une seule phase.

2. Laquelle de ces descriptions distingue correctement un corps simple d’un corps composé ?

Un corps simple contient des atomes identiques, tandis qu’un corps composé contient des atomes différents
Un corps simple contient des molécules identiques, tandis qu’un corps composé contient plusieurs états physiques
Un corps simple contient plusieurs phases, tandis qu’un corps composé possède une phase unique
Un corps simple possède une masse faible, tandis qu’un corps composé possède une masse plus élevée

Un corps simple contient des atomes identiques, tandis qu’un corps composé contient des atomes différents

Explication

Un corps simple est formé d’atomes d’un même élément, comme dans N2\mathrm{N_2} ou O2\mathrm{O_2}, tandis qu’un corps composé associe des atomes d’éléments différents. La distinction repose donc sur la nature des atomes, et non sur le nombre de phases ou la masse.

3. Dans un atome neutre possédant ZZ protons et NN neutrons, combien d’électrons se trouvent dans le cortège électronique ?

NN électrons, car les neutrons déterminent le cortège électronique
Z+NZ+N électrons, car chaque nucléon correspond à un électron
Z−NZ-N électrons, car les neutrons compensent une partie des protons
ZZ électrons, car la neutralité équilibre les charges protoniques et électroniques

$$Z$$ électrons, car la neutralité équilibre les charges protoniques et électroniques

Explication

Un atome neutre contient autant d’électrons que de protons, soit ZZ électrons, afin que les charges positives et négatives se compensent. Le nombre de neutrons influence le noyau, mais il ne fixe pas directement le nombre d’électrons.

4. Quelle quantité de matière contient exactement une mole d’entités élémentaires ?

6,022 140 76×10−236{,}022\,140\,76 \times 10^{-23} entités élémentaires
9,109×10−319{,}109 \times 10^{-31} entités élémentaires
1,60219×10−191{,}60219 \times 10^{-19} entités élémentaires
6,022 140 76×10236{,}022\,140\,76 \times 10^{23} entités élémentaires

$$6{,}022\,140\,76 \times 10^{23}$$ entités élémentaires

Explication

Une mole contient exactement 6,022 140 76×10236{,}022\,140\,76 \times 10^{23} entités élémentaires, valeur correspondant au nombre d’Avogadro. Les autres valeurs données correspondent à des charges ou à des masses de particules, ou inversent l’exposant.

5. Un noyau contient Z=6Z=6 protons et N=8N=8 neutrons. Quel sont son nombre de masse et sa masse atomique approximative ?

A=14A=14 et ma≈2,34×10−26 kgm_a \approx 2{,}34 \times 10^{-26}\ \mathrm{kg}
A=48A=48 et ma≈8,02×10−26 kgm_a \approx 8{,}02 \times 10^{-26}\ \mathrm{kg}
A=6A=6 et ma≈1,00×10−26 kgm_a \approx 1{,}00 \times 10^{-26}\ \mathrm{kg}
A=2A=2 et ma≈3,34×10−27 kgm_a \approx 3{,}34 \times 10^{-27}\ \mathrm{kg}

$$A=14$$ et $$m_a \approx 2{,}34 \times 10^{-26}\ \mathrm{kg}$$

Explication

Le nombre de masse vaut A=Z+N=6+8=14A=Z+N=6+8=14, puis ma≈1,67×10−27×14≈2,34×10−26 kgm_a\approx1{,}67\times10^{-27}\times14\approx2{,}34\times10^{-26}\ \mathrm{kg}. La valeur A=2A=2 correspondrait à une soustraction incorrecte entre protons et neutrons.

6. Pourquoi deux isotopes appartiennent-ils au même élément chimique tout en étant différents ?

Ils ont le même nombre de protons, mais des nombres de neutrons différents
Ils ont des nombres différents de protons et de neutrons, mais la même masse
Ils ont la même masse atomique, mais des charges électriques opposées
Ils ont le même nombre de neutrons, mais des nombres de protons différents

Ils ont le même nombre de protons, mais des nombres de neutrons différents

Explication

Les isotopes d’un élément possèdent le même numéro atomique ZZ, donc le même nombre de protons, mais des nombres de neutrons NN différents. Un changement du nombre de protons changerait l’élément chimique lui-même.

7. Quelle est la répartition approximative des deux isotopes stables du carbone naturel ?

Le carbone 13 représente 98,89 %, tandis que le carbone 12 représente 1,11 %
Le carbone 12 représente 98,89 %, tandis que le carbone 13 représente 1,11 %
Le carbone 12 représente 1,11 %, tandis que le carbone 13 constitue le reste
Le carbone 12 et le carbone 13 représentent chacun environ 50 %

Le carbone 12 représente 98,89 %, tandis que le carbone 13 représente 1,11 %

Explication

Le carbone naturel est composé majoritairement de carbone 12, à hauteur de 98,89 %, et de carbone 13 à 1,11 %. La confusion fréquente consiste à inverser l’isotope majoritaire et l’isotope minoritaire.

8. Comment calcule-t-on la masse molaire moyenne d’un élément possédant plusieurs isotopes naturels ?

En divisant la masse molaire de chaque isotope par son abondance naturelle
En choisissant la masse molaire de l’isotope naturellement le plus abondant
En additionnant les nombres de masse sans tenir compte des proportions isotopiques
En additionnant les masses molaires isotopiques après les avoir pondérées par leurs abondances

En additionnant les masses molaires isotopiques après les avoir pondérées par leurs abondances

Explication

La masse molaire moyenne se calcule par une moyenne pondérée, M=∑ixiMiM=\sum_i x_iM_i, où chaque masse molaire isotopique est associée à son abondance naturelle. Prendre la masse de l’isotope majoritaire néglige la contribution des autres isotopes.

9. Lors d’une désintégration β−\beta^-, comment évoluent le numéro atomique ZZ et le nombre de masse AA ?

ZZ diminue de deux unités, tandis que AA diminue de quatre unités
ZZ diminue d’une unité, tandis que AA reste inchangé
ZZ augmente d’une unité, tandis que AA augmente d’une unité
ZZ augmente d’une unité, tandis que AA reste inchangé

$$Z$$ augmente d’une unité, tandis que $$A$$ reste inchangé

Explication

Lors d’une désintégration β−\beta^-, un neutron devient un proton, ce qui augmente ZZ d’une unité sans modifier AA, puisque le nombre total de nucléons reste constant. La diminution de ZZ caractérise plutôt la transformation β+\beta^+.

10. Quelle transformation nucléaire caractérise une désintégration β+\beta^+ ?

Un neutron devient un proton, avec émission d’un électron et d’un antineutrino
Un proton devient un électron, avec émission d’un neutron et d’un neutrino
Un proton devient un neutron, avec émission d’un positron et d’un neutrino
Un noyau émet un noyau d’hélium, ce qui réduit AA de quatre unités

Un proton devient un neutron, avec émission d’un positron et d’un neutrino

Explication

La désintégration β+\beta^+ transforme un proton en neutron et émet un positron ainsi qu’un neutrino. Le passage d’un neutron à un proton avec émission d’un électron correspond à la désintégration β−\beta^-.

11. Quelle relation décrit l’énergie libérée lorsqu’un défaut de masse apparaît dans une réaction nucléaire ?

ΔE=Δmc\Delta E = \Delta m c
ΔE=Δm2c2\Delta E = \Delta m^2 c^2
ΔE=Δmc2\Delta E = \Delta m c^2
ΔE=Δmc2\Delta E = \frac{\Delta m}{c^2}

$$\Delta E = \Delta m c^2$$

Explication

La conversion d’un défaut de masse en énergie suit la relation d’Einstein ΔE=Δmc2\Delta E = \Delta m c^2. Une simple variation d’énergie sans conversion de masse ne décrit pas l’origine de l’énergie nucléaire.

12. Vers quelle valeur du nombre de masse AA l’énergie moyenne de cohésion est-elle maximale selon la courbe d’Aston ?

Vers A=2A = 2
Vers A=60A = 60
Vers A=200A = 200
Vers A=500A = 500

Vers $$A = 60$$

Explication

L’énergie moyenne de cohésion atteint un maximum autour de A=60A = 60, ce qui correspond aux noyaux les plus stables. Les noyaux très légers ou très lourds sont en moyenne moins fortement liés.

13. Quelle association entre type de réaction et noyaux concernés est correcte ?

La fusion combine des noyaux légers, tandis que la fission fragmente des noyaux lourds.
La fusion fragmente des noyaux lourds, tandis que la fission combine des noyaux légers.
La fusion combine des noyaux lourds, tandis que la fission fragmente des noyaux légers.
La fusion transforme un noyau en électron, tandis que la fission crée un neutron.

La fusion combine des noyaux légers, tandis que la fission fragmente des noyaux lourds.

Explication

La fusion rapproche deux noyaux légers pour former un noyau plus lourd, tandis que la fission brise un noyau lourd en fragments plus légers. Les deux processus peuvent ainsi conduire vers des noyaux plus fortement liés.

14. Que produit typiquement la fission d’un noyau lourd bombardé par un neutron ?

Des photons seuls, sans fragments ni émission d’énergie
Un noyau plus lourd, des électrons et environ 17 MeV par atome
Deux noyaux légers fusionnés et une énergie proche de 13,6 eV
Des noyaux plus légers, des neutrons et environ 200 MeV par atome

Des noyaux plus légers, des neutrons et environ 200 MeV par atome

Explication

La fission induite par un neutron produit des fragments plus légers, plusieurs neutrons et environ 200 MeV par atome. Les neutrons émis peuvent à leur tour provoquer d’autres fissions et entretenir une réaction en chaîne.

15. Quel système est un hydrogénoïde auquel le modèle de Bohr peut s’appliquer ?

L’ion Be2+\mathrm{Be^{2+}}, qui possède deux électrons
L’ion He+\mathrm{He^+}, qui possède un seul électron
L’atome de hélium He\mathrm{He}, qui possède deux électrons
L’atome de lithium Li\mathrm{Li}, qui possède trois électrons

L’ion $$\mathrm{He^+}$$, qui possède un seul électron

Explication

Un hydrogénoïde ne possède qu’un seul électron, comme He+\mathrm{He^+}. Les autres systèmes proposés comportent plusieurs électrons et ne relèvent donc pas directement du modèle de Bohr pour un électron unique.

16. Quelle est l’énergie du niveau nn d’un hydrogénoïde de numéro atomique ZZ dans le modèle de Bohr ?

En=−E0Z2n2E_n = -E_0\frac{Z^2}{n^2}
En=−E0n2ZE_n = -E_0\frac{n^2}{Z}
En=E0n2Z2E_n = E_0\frac{n^2}{Z^2}
En=E0ZnE_n = E_0\frac{Z}{n}

$$E_n = -E_0\frac{Z^2}{n^2}$$

Explication

Dans le modèle de Bohr, l’énergie est donnée par En=−E0Z2n2E_n = -E_0\frac{Z^2}{n^2}, avec E0=13,6 eVE_0 = 13,6\ \mathrm{eV}. Le signe négatif caractérise un électron lié, alors que l’état ionisé correspond à une énergie nulle.

17. Que se passe-t-il lors de l’absorption d’un photon par un électron lié ?

L’électron revient vers un niveau d’énergie plus bas.
L’électron devient un neutron dans le noyau atomique.
L’électron reste au même niveau et perd son énergie.
L’électron passe vers un niveau d’énergie plus élevé.

L’électron passe vers un niveau d’énergie plus élevé.

Explication

L’absorption fournit de l’énergie à l’électron, qui accède alors à un niveau excité plus élevé. La descente vers un niveau inférieur correspond au contraire à une émission.

18. Comment s’exprime l’énergie d’un photon de fréquence ν\nu et de longueur d’onde λ\lambda ?

Eph=hλ=hcνE_{ph} = h\lambda = \frac{hc}{\nu}
Eph=hν=hcλE_{ph} = h\nu = \frac{hc}{\lambda}
Eph=hν=hcλE_{ph} = \frac{h}{\nu} = hc\lambda
Eph=νh=λhcE_{ph} = \frac{\nu}{h} = \frac{\lambda}{hc}

$$E_{ph} = h\nu = \frac{hc}{\lambda}$$

Explication

L’énergie d’un photon est proportionnelle à sa fréquence et inversement proportionnelle à sa longueur d’onde, selon Eph=hν=hcλE_{ph} = h\nu = \frac{hc}{\lambda}. Une longueur d’onde plus courte correspond donc à un photon plus énergétique.

19. Quelle expression donne la longueur d’onde de De Broglie d’une particule de masse mm et de vitesse vv ?

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

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

Explication

La longueur d’onde associée à une particule est λ=hp=hmv\lambda = \frac{h}{p} = \frac{h}{mv}. Cette dualité onde-corpuscule est particulièrement observable pour les objets microscopiques, plutôt que pour les objets macroscopiques.

20. Quelle contrainte exprime le principe d’incertitude de Heisenberg pour la position et la quantité de mouvement ?

Δx Δp=0\Delta x\,\Delta p = 0
Δx+Δp>h2π\Delta x + \Delta p > \frac{h}{2\pi}
Δx Δp<h2π\Delta x\,\Delta p < \frac{h}{2\pi}
Δx Δp>h2π\Delta x\,\Delta p > \frac{h}{2\pi}

$$\Delta x\,\Delta p > \frac{h}{2\pi}$$

Explication

Le principe d’incertitude impose Δx Δp>h2π\Delta x\,\Delta p > \frac{h}{2\pi}, ce qui limite simultanément la précision sur la position et la quantité de mouvement. Cette limite est théorique et ne se réduit pas à une simple erreur expérimentale.

21. Que représente le carré de la fonction d’onde Ψ\Psi pour une particule quantique ?

La vitesse exacte de la particule à chaque instant
Une grandeur proportionnelle à la probabilité de présence
La masse de la particule dans son état fondamental
La charge électrique totale portée par la particule

Une grandeur proportionnelle à la probabilité de présence

Explication

La fonction d’onde Ψ\Psi décrit l’état quantique, tandis que Ψ2\Psi^2 est proportionnel à la probabilité de présence. Elle ne fournit donc pas directement la vitesse, la masse ou la charge de la particule.

22. Quelle conséquence le principe d’exclusion de Pauli a-t-il pour une orbitale atomique ?

Elle peut contenir trois électrons de spins différents.
Elle ne peut contenir aucun électron ayant le même nombre principal.
Elle peut contenir deux électrons de spins opposés.
Elle doit contenir un électron dont les quatre nombres quantiques sont distincts.

Elle peut contenir deux électrons de spins opposés.

Explication

Deux électrons d’une même orbitale peuvent occuper cette orbitale si leurs spins sont opposés, car ils ne possèdent alors pas les quatre mêmes nombres quantiques. Le principe de Pauli limite ainsi une orbitale à deux électrons.

23. Dans quel cas la règle de Klechkowski peut-elle ne pas donner directement la configuration électronique réelle d’un élément ?

Lorsqu’une sous-couche s est totalement remplie
Lorsqu’une sous-couche d ou f est incomplète
Lorsqu’un élément appartient au bloc p
Lorsqu’un atome possède plusieurs couches occupées

Lorsqu’une sous-couche d ou f est incomplète

Explication

La règle de Klechkowski décrit correctement la plupart des configurations, mais des exceptions apparaissent notamment lorsqu’une sous-couche d ou f est incomplète. Le simple fait d’avoir plusieurs couches électroniques occupées ne suffit pas à provoquer une exception.

24. Quelles sont les configurations électroniques réelles du chrome et du cuivre à l’état fondamental ?

(Ar)3d54s2\mathrm{(Ar)}3d^5 4s^2 et (Ar)3d104s2\mathrm{(Ar)}3d^{10}4s^2
(Ar)3d54s1\mathrm{(Ar)}3d^5 4s^1 et (Ar)3d104s1\mathrm{(Ar)}3d^{10}4s^1
(Ar)3d44s2\mathrm{(Ar)}3d^4 4s^2 et (Ar)3d94s2\mathrm{(Ar)}3d^9 4s^2
(Ar)3d44s1\mathrm{(Ar)}3d^4 4s^1 et (Ar)3d94s1\mathrm{(Ar)}3d^9 4s^1

$$\mathrm{(Ar)}3d^5 4s^1$$ et $$\mathrm{(Ar)}3d^{10}4s^1$$

Explication

Le chrome adopte la configuration (Ar)3d54s1\mathrm{(Ar)}3d^5 4s^1 et le cuivre (Ar)3d104s1\mathrm{(Ar)}3d^{10}4s^1, car ces répartitions stabilisent davantage leurs sous-couches d. Les configurations 3d44s23d^4 4s^2 et 3d94s23d^9 4s^2 correspondent aux prévisions simples de Klechkowski, mais pas aux configurations réelles.

25. Pourquoi un électron peut-il être transféré d’une sous-couche s vers une sous-couche d ou f ?

Pour rendre la sous-couche s extérieure plus éloignée du noyau
Pour diminuer le nombre total de sous-couches occupées
Pour obtenir une sous-couche d ou f totalement remplie ou à demi-remplie
Pour placer les électrons dans des orbitales de niveaux différents

Pour obtenir une sous-couche d ou f totalement remplie ou à demi-remplie

Explication

Une sous-couche d ou f totalement remplie ou à demi-remplie apporte une stabilité accrue, ce qui peut favoriser le transfert d’un électron depuis s. Le transfert ne vise pas à réduire le nombre de sous-couches ni à éloigner systématiquement la sous-couche s.

26. Quels électrons sont considérés comme des électrons de valence ?

Ceux qui appartiennent à la première couche électronique de l’atome
Ceux de toutes les couches occupées, y compris les sous-couches complètes
Ceux de la couche externe occupée et d’une sous-couche interne incomplète
Ceux qui possèdent nécessairement un spin parallèle à leurs voisins

Ceux de la couche externe occupée et d’une sous-couche interne incomplète

Explication

Les électrons de valence comprennent ceux de la couche la plus externe occupée ainsi que ceux d’une sous-couche interne incomplète. Ils ne correspondent donc ni à l’ensemble des électrons de l’atome ni à une catégorie définie par le spin seul.

27. Pourquoi les électrons de valence jouent-ils un rôle majeur dans les interactions entre atomes ?

Ils occupent les couches internes et déterminent principalement la masse atomique
Ils sont plus faciles à arracher et interagissent davantage avec les nuages électroniques voisins
Ils possèdent une charge différente de celle des électrons des couches internes
Ils sont fortement retenus par le noyau et restent isolés des autres atomes

Ils sont plus faciles à arracher et interagissent davantage avec les nuages électroniques voisins

Explication

Les électrons de valence sont moins fortement liés que les électrons internes et participent donc prioritairement aux interactions entre nuages électroniques. Les électrons internes ont la même charge électrique et interviennent beaucoup moins dans les réactions chimiques.

28. Lorsqu’une sous-couche comporte plusieurs cases quantiques de même énergie, comment la règle de Hund impose-t-elle de les remplir ?

On place d’abord un électron dans chaque case avec des spins parallèles
On forme d’abord des paires dans une seule case avec des spins opposés
On place d’abord les électrons dans les cases correspondant aux plus grands nombres quantiques
On répartit les électrons au hasard entre les cases disponibles

On place d’abord un électron dans chaque case avec des spins parallèles

Explication

La règle de Hund demande de remplir d’abord chaque case par un électron, avec des spins parallèles, avant de former des paires. Cette organisation maximise le nombre d’électrons célibataires et ne consiste donc pas à apparier immédiatement les électrons.

29. Selon quel critère les éléments sont-ils classés dans la classification périodique moderne ?

Par numéro atomique ZZ croissant, en relation avec leur configuration électronique
Par masse atomique croissante, indépendamment de la structure électronique
Par nombre de neutrons croissant, en regroupant les isotopes voisins
Par nombre de couches électroniques croissant, sans tenir compte de ZZ

Par numéro atomique $$Z$$ croissant, en relation avec leur configuration électronique

Explication

La classification moderne ordonne les éléments selon leur numéro atomique ZZ croissant, et leur position reflète directement leur configuration électronique. Le classement historique de Mendeleïev reposait principalement sur la masse atomique, ce qui distingue les deux approches.

30. Quelle relation caractérise les éléments placés dans une même colonne de la classification périodique ?

Ils appartiennent à une même période et possèdent exactement le même nombre de protons
Ils appartiennent à une même famille et possèdent une configuration de valence semblable
Ils occupent des blocs différents tout en ayant des propriétés électroniques opposées
Ils forment une même ligne et possèdent le même nombre total d’électrons

Ils appartiennent à une même famille et possèdent une configuration de valence semblable

Explication

Une colonne correspond à une famille ou à un groupe, et ses éléments présentent une configuration de valence semblable. Une ligne correspond plutôt à une période, tandis que deux éléments d’une même colonne n’ont pas le même nombre de protons.

31. À quoi correspondent les blocs s, p, d et f dans la classification périodique ?

Aux sous-couches en cours de remplissage, les blocs d et f regroupant les éléments de transition
Aux différentes masses atomiques, les blocs s et p regroupant les métaux
Aux quatre nombres quantiques, les blocs d et f indiquant les périodes les plus longues
Aux familles chimiques principales, le bloc f correspondant à tous les halogènes

Aux sous-couches en cours de remplissage, les blocs d et f regroupant les éléments de transition

Explication

Chaque bloc correspond à la sous-couche en cours de remplissage, et les blocs d et f regroupent les éléments de transition. Le bloc f n’est donc pas une simple catégorie de familles chimiques comme les halogènes, qui appartiennent à une famille particulière.

32. Quelle configuration de valence correspond à une stabilité particulièrement importante selon la règle de l’octet ?

Une configuration ns2np4ns^2np^4 comportant six électrons
Une configuration ns2np6ns^2np^6 comportant huit électrons
Une configuration ns2np5ns^2np^5 comportant sept électrons
Une configuration ns1np6ns^1np^6 comportant sept électrons

Une configuration $$ns^2np^6$$ comportant huit électrons

Explication

La règle de l’octet associe une stabilité importante à une couche de valence saturée contenant huit électrons, de type ns2np6ns^2np^6. Une couche comportant six ou sept électrons n’est pas une configuration d’octet complète.

33. Pourquoi un atome gagne-t-il ou perd-il généralement des électrons lors de la formation d’un ion ?

Pour adopter la structure électronique du gaz rare le plus proche
Pour augmenter le nombre de couches électroniques occupées
Pour rendre sa charge nucléaire réelle égale à zéro
Pour obtenir une couche de valence contenant quatre électrons

Pour adopter la structure électronique du gaz rare le plus proche

Explication

La formation d’un ion permet généralement à l’atome d’atteindre une structure électronique analogue à celle du gaz rare le plus proche, plus stable. Le nombre de couches et la charge nucléaire réelle ne sont pas ainsi annulés, et quatre électrons de valence ne constituent pas la règle générale visée.

34. Quelle association entre la nature d’un élément et ses ions ou oxydes est généralement correcte ?

Les métaux forment des anions et leurs oxydes sont acides
Les métaux forment des cations et leurs oxydes sont basiques
Les non-métaux forment des cations et leurs oxydes sont basiques
Les non-métaux forment des anions et leurs oxydes sont basiques

Les métaux forment des cations et leurs oxydes sont basiques

Explication

Les métaux perdent généralement des électrons, forment donc des cations, et leurs oxydes présentent généralement un caractère basique. Les non-métaux tendent plutôt à former des anions et des oxydes acides.

35. Quelle relation permet de calculer la charge nucléaire effective ressentie par un électron ?

Z∗=Z+SZ^*=Z+S
Z∗=Z−SZ^*=Z-S
Z∗=Z×SZ^*=Z\times S
Z∗=S−ZZ^*=S-Z

$$Z^*=Z-S$$

Explication

La charge nucléaire effective est donnée par Z∗=Z−SZ^*=Z-S, car l’écran produit par les autres électrons réduit l’attraction nucléaire ressentie. L’ajout de SS ou la multiplication de ZZ par SS ne représente pas cet effet d’écran.

36. Comment évolue globalement la charge nucléaire effective de gauche à droite dans une période ?

Elle augmente, car l’augmentation de ZZ dépasse celle de l’écran électronique
Elle diminue, car l’électron ajouté renforce davantage l’écran que le proton
Elle augmente puis diminue, en fonction du nombre de couches occupées
Elle reste constante, car le proton et l’électron ajoutés se compensent exactement

Elle augmente, car l’augmentation de $$Z$$ dépasse celle de l’écran électronique

Explication

De gauche à droite, chaque proton supplémentaire augmente ZZ d’une unité, tandis que l’électron ajouté accroît l’écran d’environ 0,35 : Z∗Z^* augmente donc globalement. L’écran ne compense pas exactement l’augmentation de la charge nucléaire.

37. Selon le modèle de Bohr utilisant les règles de Slater, quelle expression estime le rayon atomique ?

R=Z∗n2a0R=Z^*\frac{n^2}{a_0}
R=a0n2Z∗R=a_0n^2Z^*
R=a0Z∗n2R=a_0\frac{Z^*}{n^2}
R=a0n2Z∗R=a_0\frac{n^2}{Z^*}

$$R=a_0\frac{n^2}{Z^*}$$

Explication

Le rayon atomique est estimé par R=a0n2Z∗R=a_0\frac{n^2}{Z^*}, avec a0=52,9 pma_0=52,9\ \mathrm{pm}. Cette relation montre notamment qu’un rayon augmente avec le carré de nn et diminue quand Z∗Z^* augmente.

38. Quelle évolution décrit correctement le rayon atomique dans la classification périodique ?

Il augmente dans les deux directions à partir du coin supérieur gauche
Il augmente de gauche à droite et diminue de haut en bas
Il diminue dans les deux directions à partir du coin supérieur gauche
Il diminue de gauche à droite et augmente de haut en bas

Il diminue de gauche à droite et augmente de haut en bas

Explication

Dans une période, le rayon atomique diminue de gauche à droite en raison de l’augmentation de la charge nucléaire effective. Dans une colonne, il augmente vers le bas avec l’ajout de couches électroniques.

39. Comment définit-on l’énergie d’ionisation d’un atome ou d’un ion gazeux ?

Comme l’énergie négative libérée lors de la capture d’un électron
Comme l’énergie positive nécessaire pour arracher un électron
Comme l’énergie nécessaire pour ajouter un proton au noyau
Comme l’énergie libérée lors de la formation d’une liaison covalente

Comme l’énergie positive nécessaire pour arracher un électron

Explication

L’énergie d’ionisation est l’énergie positive requise pour retirer un électron à une espèce gazeuse. La capture d’un électron relève de l’affinité électronique, tandis que l’ajout d’un proton ou la formation d’une liaison décrit un autre phénomène.

40. Quelle tendance générale suit la première énergie d’ionisation dans le tableau périodique ?

Elle augmente de gauche à droite et diminue de haut en bas
Elle augmente de gauche à droite et augmente de haut en bas
Elle diminue de gauche à droite et augmente de haut en bas
Elle diminue de gauche à droite et diminue de haut en bas

Elle augmente de gauche à droite et diminue de haut en bas

Explication

La première énergie d’ionisation augmente globalement de gauche à droite, car les électrons sont davantage attirés par une charge nucléaire effective croissante. Elle diminue de haut en bas, car l’électron externe se trouve plus loin du noyau et davantage écranté.

41. Que révèle un grand saut entre deux énergies d’ionisation successives ?

Le passage à l’arrachement d’un électron appartenant à une couche différente
La formation spontanée d’un anion gazeux plus stable
La diminution de la charge nucléaire effective après chaque ionisation
Le passage à l’arrachement d’un électron de la même sous-couche

Le passage à l’arrachement d’un électron appartenant à une couche différente

Explication

Un grand saut d’énergie indique qu’après le retrait des électrons externes, l’ionisation suivante concerne une couche électronique plus interne. Un changement de sous-couche produit généralement un saut plus faible.

42. Quelle réaction définit l’affinité électronique et quelle convention de signe lui est associée ?

A→A++e−A\rightarrow A^++e^-, avec une énergie de fixation généralement positive
A−→A+e−A^-\rightarrow A+e^-, avec une énergie de fixation généralement négative
A+e−→A−A+e^-\rightarrow A^-, avec une énergie de fixation généralement positive
A+e−→A−A+e^-\rightarrow A^-, avec une énergie de fixation généralement négative

$$A+e^-\rightarrow A^-$$, avec une énergie de fixation généralement négative

Explication

L’affinité électronique concerne la fixation d’un électron par un atome neutre selon A+e−→A−A+e^-\rightarrow A^-, et l’énergie de fixation est généralement négative. La réaction d’arrachement d’un électron correspond à l’ionisation, tandis que les tables peuvent présenter l’opposé positif de l’énergie de fixation.

43. Quelle propriété décrit l’électronégativité d’un atome engagé dans une molécule ?

Une charge électrique associée à la couche externe, exprimée en coulombs
Une énergie nécessaire pour arracher un électron, exprimée en eV
Une tendance à attirer les électrons, exprimée sans unité
Une énergie libérée lors de la capture d’un électron, exprimée en eV

Une tendance à attirer les électrons, exprimée sans unité

Explication

L’électronégativité mesure la tendance d’un atome moléculaire à attirer les électrons et ne possède pas d’unité. L’énergie d’ionisation et l’électroaffinité sont, en revanche, des grandeurs énergétiques.

44. Quelle relation permet de calculer la différence d’électronégativité entre deux atomes A et B selon Pauling ?

ΔX=EAA+EBB−EAB\Delta X=E_{AA}+E_{BB}-E_{AB}
(ΔX)2=EAB−EAAEBB\left(\Delta X\right)^2=E_{AB}-\sqrt{E_{AA}E_{BB}}
X=3,4×103Z∗RCov2+0,67X=3,4\times10^3\frac{Z^*}{R_{Cov}^2}+0,67
ΔX=0,21(E.I1+E.A)\Delta X=0,21\left(E.I_1+E.A\right)

$$\left(\Delta X\right)^2=E_{AB}-\sqrt{E_{AA}E_{BB}}$$

Explication

L’échelle de Pauling relie le carré de la différence d’électronégativité à l’énergie de liaison hétéเป็นonucléaire et aux énergies homonucléaires. Les autres relations correspondent à l’échelle de Mulliken, à celle d’Alred et Rochow ou à une combinaison incorrecte des énergies.

45. Quelle expression définit l’électronégativité selon l’échelle de Mulliken après l’ajustement de son coefficient ?

XM=EAB−EAAEBBX_M=E_{AB}-\sqrt{E_{AA}E_{BB}}
XM=0,21(E.I1+E.A)X_M=0,21\left(E.I_1+E.A\right)
XM=3,4×103Z∗RCov2+0,67X_M=3,4\times10^3\frac{Z^*}{R_{Cov}^2}+0,67
XM=12(E.I1−E.A)X_M=\frac{1}{2}\left(E.I_1-E.A\right)

$$X_M=0,21\left(E.I_1+E.A\right)$$

Explication

L’échelle de Mulliken utilise la somme de la première énergie d’ionisation et de l’électroaffinité, multipliée par 0,21 après ajustement. La relation avec les rayons covalents et la charge nucléaire effective appartient à Alred et Rochow.

46. Quelle formule correspond à l’échelle d’électronégativité d’Alred et Rochow lorsque le rayon covalent est exprimé en picomètres ?

XA.R=0,21(E.I1+E.A)X_{A.R}=0,21\left(E.I_1+E.A\right)
XA.R=3,4×103Z∗RCov2+0,67X_{A.R}=3,4\times10^3\frac{Z^*}{R_{Cov}^2}+0,67
XA.R=EAB−EAAEBBX_{A.R}=E_{AB}-\sqrt{E_{AA}E_{BB}}
XA.R=3,4×103RCov2Z∗+0,67X_{A.R}=3,4\times10^3\frac{R_{Cov}^2}{Z^*}+0,67

$$X_{A.R}=3,4\times10^3\frac{Z^*}{R_{Cov}^2}+0,67$$

Explication

L’échelle d’Alred et Rochow dépend directement de la charge nucléaire effective et inversement du carré du rayon covalent. La relation de Mulliken repose sur des grandeurs énergétiques, tandis que l’inversion du rapport entre rayon et charge est incorrecte.

47. Comment évolue généralement l’électronégativité lorsqu’on compare des atomes de rayons atomiques différents ?

Elle diminue lorsque le rayon atomique diminue, contrairement à l’énergie d’ionisation
Elle augmente lorsque le rayon atomique augmente, comme l’énergie d’ionisation
Elle reste comparable lorsque le rayon atomique varie, car elle est sans unité
Elle augmente lorsque le rayon atomique diminue, comme l’énergie d’ionisation

Elle augmente lorsque le rayon atomique diminue, comme l’énergie d’ionisation

Explication

Les petits atomes attirent plus efficacement les électrons et présentent généralement une électronégativité plus élevée, en parallèle avec l’énergie d’ionisation. Le fait d’être sans unité ne signifie pas que cette propriété est indépendante de la taille atomique.

48. Dans quelle région de la classification périodique trouve-t-on généralement les éléments les plus électronégatifs ?

Dans la partie supérieure gauche, parmi les métaux
Dans la partie inférieure droite, parmi les métalloïdes
Dans la partie inférieure gauche, parmi les métaux
Dans la partie supérieure droite, parmi les métalloïdes

Dans la partie supérieure droite, parmi les métalloïdes

Explication

Les éléments situés vers le haut et la droite de la classification, notamment les métalloïdes, attirent fortement les électrons. Les métaux du bas et de la gauche sont plutôt électropositifs et présentent une électronégativité plus faible.

49. Quel ordre d’électronégativité correspond à l’échelle de Mulliken pour le fluor, l’oxygène, le chlore et l’azote ?

F > O > N > Cl
F > O > Cl > N
Cl > F > O > N
F > Cl > O > N

F > Cl > O > N

Explication

Selon Mulliken, l’ordre est F > Cl > O > N, le chlore étant placé devant l’oxygène. L’ordre F > O > Cl > N est celui de Pauling, tandis que F > O > N > Cl correspond à Alred et Rochow.

50. Quel phénomène constitue l’origine d’une liaison covalente entre deux atomes ?

L’attraction entre deux noyaux dépourvus d’électrons communs
La mise en commun d’un doublet d’électrons par les deux atomes
Le transfert complet d’un électron d’un atome vers l’autre
La mise en commun de deux doublets provenant de couches internes

La mise en commun d’un doublet d’électrons par les deux atomes

Explication

Une liaison covalente résulte du partage d’un doublet d’électrons entre deux atomes. Le transfert complet d’un électron caractérise plutôt la formation d’une liaison ionique, et les couches internes ne sont pas celles qui participent normalement aux liaisons.

51. Quelle différence distingue une liaison covalente normale d’une liaison covalente dative lors de sa formation ?

Dans la liaison normale, un seul atome fournit le doublet ; dans la liaison dative, chaque atome fournit un électron
Dans la liaison normale, les électrons sont transférés ; dans la liaison dative, ils restent autour des noyaux
Dans la liaison normale, chaque atome fournit un électron ; dans la liaison dative, un seul fournit le doublet
Dans la liaison normale, aucun atome ne fournit d’électron ; dans la liaison dative, deux doublets sont échangés

Dans la liaison normale, chaque atome fournit un électron ; dans la liaison dative, un seul fournit le doublet

Explication

Une liaison normale se forme avec un électron célibataire fourni par chacun des deux atomes, tandis qu’une liaison dative reçoit son doublet d’un seul atome. Après formation, les deux types de liaison peuvent toutefois être indiscernables.

52. Quelle règle guide la représentation de Lewis des électrons participant aux liaisons ?

Les électrons de valence participent aux liaisons et chaque atome tend vers deux électrons
Tous les électrons participent aux liaisons et chaque atome tend vers douze électrons
Les électrons internes participent aux liaisons et chaque atome tend vers six électrons
Les électrons de valence participent aux liaisons et chaque atome tend vers huit électrons

Les électrons de valence participent aux liaisons et chaque atome tend vers huit électrons

Explication

Le modèle de Lewis considère les électrons de la dernière couche et applique généralement la règle de l’octet. Les électrons internes ne sont pas impliqués dans ces liaisons, et les nombres de six ou douze électrons ne correspondent pas à la règle générale présentée.

53. Comment peut-on définir une orbitale moléculaire ?

Une trajectoire circulaire suivie par les électrons autour d’un noyau
Une région réservée aux électrons situés entre deux molécules
Une représentation de la forme géométrique globale d’une molécule
Une fonction d’onde issue du recouvrement d’orbitales atomiques

Une fonction d’onde issue du recouvrement d’orbitales atomiques

Explication

Une orbitale moléculaire est une fonction d’onde qui décrit le comportement des électrons dans une molécule et résulte du recouvrement d’orbitales atomiques. Une trajectoire électronique classique ne correspond pas à la définition d’une orbitale moléculaire.

54. Quel type de liaison moléculaire résulte d’un recouvrement latéral entre orbitales atomiques ?

Une liaison σ
Une liaison π
Une liaison métallique
Une liaison ionique

Une liaison π

Explication

Le recouvrement latéral conduit à la formation d’une liaison π, car les orbitales se recouvrent de part et d’autre de l’axe internucléaire. Le recouvrement axial produit plutôt une liaison σ.

55. Quelle différence décrit correctement les orbitales moléculaires liante et anti-liante ?

La liante diminue la densité entre les noyaux et déstabilise la molécule
La liante augmente la densité entre les noyaux et stabilise la molécule
L’anti-liante transforme les électrons célibataires en électrons appariés
L’anti-liante augmente la densité entre les noyaux et stabilise la molécule

La liante augmente la densité entre les noyaux et stabilise la molécule

Explication

Une orbitale liante renforce la présence électronique entre les noyaux, ce qui stabilise la molécule. L’orbitale anti-liante produit l’effet opposé en diminuant cette probabilité entre les noyaux.

56. Une molécule possède n=8n=8 électrons liants et n∗=2n^*=2 électrons anti-liants. Quel est son indice de liaison ?

OL=10OL=10
OL=3OL=3
OL=4OL=4
OL=5OL=5

$$OL=3$$

Explication

En appliquant OL=12(n−n∗)OL=\frac{1}{2}(n-n^*), on obtient OL=12(8−2)=3OL=\frac{1}{2}(8-2)=3. Les électrons anti-liants sont soustraits du nombre d’électrons liants, et non ajoutés.

Révisez avec les flashcards

Mémorisez les réponses avec 89 flashcards sur Électronégativité et liaisons chimiques.

Qu'est-ce qui caractérise un système homogène ?

Il comporte une seule phase.

Qu'est-ce qui caractérise un système hétérogène ?

Il comporte plusieurs phases.

De quoi est constitué un corps simple ?

D'atomes identiques.

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Consultez la fiche de révision complète sur Électronégativité et liaisons chimiques.

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