QCM : Espèces chimiques et liaisons — 33 questions

Questions et réponses du QCM

1. Quelle caractéristique définit un corps pur simple ?

C’est un mélange constitué de plusieurs espèces chimiques.
C’est une substance neutre constituée d’un seul élément.
C’est une substance neutre constituée de plusieurs éléments.
C’est une substance chargée constituée d’un seul élément.

C’est une substance neutre constituée d’un seul élément.

Explication

Un corps pur simple est électriquement neutre et ne contient qu’un seul élément. Une espèce chargée correspond à un ion, tandis qu’une substance contenant plusieurs éléments est un corps pur composé.

2. Quelle proposition décrit correctement un corps pur composé ?

Il est chargé et contient au moins deux éléments différents.
Il est neutre et contient au moins deux éléments différents.
Il est neutre et contient un seul élément chimique.
Il rassemble plusieurs substances sans composition définie.

Il est neutre et contient au moins deux éléments différents.

Explication

Un corps pur composé est une substance électriquement neutre formée d’au moins deux éléments différents. Une espèce chargée est un ion, et un assemblage de substances sans composition définie correspond à un mélange.

3. Comment distingue-t-on un composé pur moléculaire d’un composé pur ionique ?

Le composé moléculaire présente une liaison covalente prédominante, tandis que le composé ionique présente une liaison ionique prédominante.
Le composé moléculaire est chargé, tandis que le composé ionique est globalement neutre.
Le composé moléculaire contient un seul élément, tandis que le composé ionique en contient plusieurs.
Le composé moléculaire présente une liaison ionique prédominante, tandis que le composé ionique présente une liaison covalente prédominante.

Le composé moléculaire présente une liaison covalente prédominante, tandis que le composé ionique présente une liaison ionique prédominante.

Explication

La classification repose sur le type de liaison prédominant : covalente pour un composé moléculaire et ionique pour un composé ionique. Le nombre d’éléments et la neutralité globale ne constituent pas cette distinction.

4. Quelle propriété permet d’identifier une espèce chimique comme un ion plutôt que comme une molécule ?

Elle possède une liaison covalente entre ses atomes.
Elle est formée d’au moins deux éléments différents.
Elle porte une charge électrique positive ou négative.
Elle est électriquement neutre à l’échelle de l’ensemble.

Elle porte une charge électrique positive ou négative.

Explication

Un ion est un atome ou un groupe d’atomes qui porte une charge positive ou négative. Une molécule est globalement neutre, même si elle peut être constituée de plusieurs atomes liés.

5. Quelle différence caractérise une liaison ionique par rapport à une liaison covalente ?

La liaison ionique implique le partage d’une paire d’électrons, tandis que la liaison covalente implique un transfert complet d’électron.
La liaison ionique met en jeu deux non-métaux, tandis que la liaison covalente met en jeu deux ions chargés.
La liaison ionique repose sur des électrons délocalisés, tandis que la liaison covalente repose sur des cations métalliques.
La liaison ionique implique un transfert complet d’électron, tandis que la liaison covalente implique le partage d’une paire d’électrons.

La liaison ionique implique un transfert complet d’électron, tandis que la liaison covalente implique le partage d’une paire d’électrons.

Explication

Dans le modèle ionique, un électron passe complètement d’un atome à un autre, alors que deux atomes non métalliques partagent une paire d’électrons dans le modèle covalent. Les électrons délocalisés caractérisent plutôt la liaison métallique.

6. Un solide constitué de cations métalliques entourés d’électrons mobiles est décrit par quel modèle de liaison ?

Le modèle de la liaison métallique, fondé sur des électrons délocalisés.
Le modèle de la liaison ionique, fondé sur un transfert entre non-métaux.
Le modèle moléculaire, fondé sur des atomes globalement indépendants.
Le modèle de la liaison covalente, fondé sur des paires localisées.

Le modèle de la liaison métallique, fondé sur des électrons délocalisés.

Explication

La liaison métallique correspond à des électrons délocalisés dans un ensemble de cations métalliques. La liaison covalente met en jeu des paires partagées et localisées entre atomes liés.

7. Pourquoi un composé chimique constitué d’ions peut-il rester électriquement neutre ?

Les atomes du composé deviennent tous des espèces électriquement neutres.
Les charges positives et négatives des ions se compensent dans l’ensemble du composé.
Les ions perdent leur charge dès qu’ils s’assemblent en composé chimique.
Les électrons partagés entre les ions annulent les charges de chaque ion.

Les charges positives et négatives des ions se compensent dans l’ensemble du composé.

Explication

Un composé chimique est neutre lorsque la somme des charges de ses ions est nulle. Les ions conservent toutefois leurs charges individuelles, qui ne disparaissent pas lors de l’assemblage.

8. Quelles étapes forment une paire d’ions gazeuse à partir d’un métal et d’un non-métal ?

Le métal devient neutre puis le non-métal forme une paire covalente.
Le non-métal est ionisé puis le métal reçoit un électron.
Le métal est ionisé puis le non-métal reçoit un électron.
Le métal partage un électron puis le non-métal perd un électron.

Le métal est ionisé puis le non-métal reçoit un électron.

Explication

L’ionisation du métal produit un cation, tandis que l’attachement électronique au non-métal produit un anion. L’ordre inverse attribuerait incorrectement la formation du cation et de l’anion.

9. Pour une paire d’ions donnée, comment varie l’énergie potentielle électrostatique lorsque la distance dABd_{AB} augmente ?

Elle diminue en valeur algébrique selon une variation inverse avec dABd_{AB}, car Epotentielle=103zAzBdABE_{potentielle}=\frac{10^3 z_A z_B}{d_{AB}}.
Elle reste constante lorsque les charges zAz_A et zBz_B ne changent pas.
Elle augmente proportionnellement à dABd_{AB}, car la distance renforce directement l’interaction.
Elle devient indépendante des charges ioniques dès que la distance est exprimée en pm.

Elle diminue en valeur algébrique selon une variation inverse avec $$d_{AB}$$, car $$E_{potentielle}=\frac{10^3 z_A z_B}{d_{AB}}$$.

Explication

La formule contient dABd_{AB} au dénominateur : à charges constantes, l’énergie varie donc inversement avec la distance. La distance ne disparaît pas de l’expression et ne renforce pas directement l’interaction.

10. Quelle association décrit correctement les capacités de polarisation dans une interaction ionique ?

Un cation et un anion de grande taille sont tous deux polarisables dans les mêmes conditions.
Un petit cation fortement chargé est polarisant, tandis qu’un gros anion riche en électrons est polarisable.
Un gros cation faiblement chargé est polarisant, tandis qu’un petit anion pauvre en électrons est polarisable.
Un petit anion fortement chargé est polarisant, tandis qu’un gros cation riche en électrons est polarisable.

Un petit cation fortement chargé est polarisant, tandis qu’un gros anion riche en électrons est polarisable.

Explication

La forte densité de charge d’un petit cation lui permet de déformer le nuage électronique voisin : il est polarisant. Un gros anion riche en électrons déforme plus facilement son propre nuage et est donc polarisable.

11. Quelle description définit correctement une liaison covalente ?

L’attraction entre des ions formés par perte d’électrons de valence
Le transfert d’une paire d’électrons de valence entre deux atomes métalliques
Le partage d’une paire d’électrons de valence entre deux atomes non métalliques
La mise en commun de protons entre deux atomes non métalliques

Le partage d’une paire d’électrons de valence entre deux atomes non métalliques

Explication

Une liaison covalente se forme lorsque deux atomes non métalliques partagent une paire d’électrons de valence. Le transfert d’électrons caractérise plutôt une liaison ionique, et les protons ne sont pas mis en commun.

12. Quelle affirmation compare correctement les liaisons doubles et triples ?

Une liaison double partage trois paires d’électrons, tandis qu’une liaison triple en partage deux
Une liaison double partage deux électrons, tandis qu’une liaison triple en partage quatre
Une liaison double partage une paire d’électrons, tandis qu’une liaison triple en partage deux
Une liaison double partage deux paires d’électrons, tandis qu’une liaison triple en partage trois

Une liaison double partage deux paires d’électrons, tandis qu’une liaison triple en partage trois

Explication

Une liaison double comporte deux paires électroniques partagées et une liaison triple en comporte trois. Le nombre d’électrons partagés est donc respectivement de quatre et de six.

13. Dans quelle situation une liaison covalente est-elle qualifiée de forte selon son énergie ?

Lorsque son énergie est comprise entre 200 et 400 kJ/mol
Lorsque son énergie est inférieure à 200 kJ/mol
Lorsque son énergie est supérieure à 800 kJ/mol
Lorsque son énergie est proche de 100 kJ/mol

Lorsque son énergie est supérieure à 800 kJ/mol

Explication

Une liaison covalente est dite forte lorsque son énergie dépasse 800 kJ/mol. Une énergie inférieure à 200 kJ/mol correspond au classement des liaisons faibles.

14. Que mesure l’électronégativité d’un atome dans une liaison chimique ?

L’énergie nécessaire pour rompre toutes ses liaisons
La quantité de protons qu’il partage avec un autre atome
Son aptitude relative à attirer les électrons de liaison
Le nombre total de ses électrons de valence

Son aptitude relative à attirer les électrons de liaison

Explication

L’électronégativité est une échelle relative qui mesure la capacité d’un atome à attirer les électrons engagés dans une liaison. Elle ne correspond ni au nombre d’électrons de valence ni à l’énergie de rupture d’une liaison.

15. Comment la nomenclature systématique nomme-t-elle généralement un composé moléculaire diatomique inorganique ?

En classant les atomes selon leur masse atomique croissante
En utilisant principalement le nom commun de la substance
En indiquant la couleur du composé avec des suffixes spécifiques
En indiquant la stœchiométrie à l’aide de préfixes multiplicateurs

En indiquant la stœchiométrie à l’aide de préfixes multiplicateurs

Explication

La nomenclature systématique s’appuie sur la stœchiométrie et utilise des préfixes pour préciser le nombre d’atomes de chaque élément. La couleur, le nom commun ou la masse atomique ne constituent pas le principe directeur de cette nomenclature.

16. Quel est le nom systématique correct de la molécule CO2 ?

Dioxyde de carbone
Carbure de dioxygène
Oxyde de carbone
Monoxyde de carbone

Dioxyde de carbone

Explication

CO2 contient un atome de carbone et deux atomes d’oxygène, d’où le nom dioxyde de carbone. Le terme monoxyde correspondrait à une seule unité d’oxygène, comme dans CO.

17. Que représente une structure de Lewis ?

La variation de température d’une molécule pendant une réaction chimique
La masse atomique de chaque élément sous forme de diagramme spatial
La trajectoire tridimensionnelle exacte de chaque électron autour du noyau
Les électrons de valence d’une molécule ou d’un ion dans une représentation bidimensionnelle

Les électrons de valence d’une molécule ou d’un ion dans une représentation bidimensionnelle

Explication

Une structure de Lewis représente en deux dimensions les électrons de valence d’une molécule ou d’un ion. Elle ne décrit pas les trajectoires tridimensionnelles exactes des électrons ni les propriétés thermiques du système.

18. Quelle séquence décrit correctement une méthode de construction d’une structure de Lewis ?

Choisir l’atome le plus électronégatif au centre, placer les liaisons multiples puis compter les électrons restants
Choisir l’atome central, compter les électrons, placer les liaisons, compléter les octets puis ajouter les liaisons multiples nécessaires
Placer les doublets au hasard, choisir l’atome central, compter les électrons puis supprimer les liaisons multiples
Compléter d’abord l’octet de l’atome central, retirer les électrons périphériques puis former les liaisons simples

Choisir l’atome central, compter les électrons, placer les liaisons, compléter les octets puis ajouter les liaisons multiples nécessaires

Explication

La construction commence par le choix de l’atome central et le décompte des électrons de valence, puis se poursuit avec les liaisons simples, les octets périphériques, les doublets restants et les liaisons multiples. L’atome central est généralement le moins électronégatif, ce qui rend la dernière méthode incorrecte.

19. Quelle distinction décrit correctement les formules mésomères et l’hybride de résonance ?

Les formules mésomères décrivent les électrons de cœur, tandis que l’hybride décrit les électrons de valence
Les formules mésomères sont des formes limites, tandis que l’hybride représente globalement la molécule
Les formules mésomères sont des molécules distinctes, tandis que l’hybride correspond à une seule forme limite
Les formules mésomères indiquent la géométrie réelle, tandis que l’hybride indique une réaction intermédiaire

Les formules mésomères sont des formes limites, tandis que l’hybride représente globalement la molécule

Explication

Les formules mésomères sont des représentations limites qui doivent être combinées pour décrire les propriétés de la molécule. L’hybride de résonance constitue cette représentation globale, et non une forme limite supplémentaire.

20. Quelle distinction décrit correctement la charge formelle et le nombre d’oxydation ?

La charge formelle partage les électrons liants, tandis que le nombre d’oxydation les attribue à l’atome le plus électronégatif.
La charge formelle attribue les électrons liants à l’atome le plus électronégatif, tandis que le nombre d’oxydation les partage.
Les deux grandeurs partagent les électrons liants de manière égale entre les atomes concernés.
Les deux grandeurs attribuent les électrons liants à l’atome qui possède le plus d’électrons de valence.

La charge formelle partage les électrons liants, tandis que le nombre d’oxydation les attribue à l’atome le plus électronégatif.

Explication

La charge formelle répartit également les électrons des liaisons, alors que le nombre d’oxydation les attribue à l’atome le plus électronégatif. Confondre ces deux conventions conduit donc à inverser leurs modes de calcul conceptuels.

21. Lorsqu’il faut choisir entre plusieurs formules limites d’une même espèce, laquelle est généralement privilégiée ?

Celle qui place les charges formelles sur les atomes les plus lourds.
Celle qui présente le minimum de charges formelles.
Celle qui contient le plus grand nombre de liaisons multiples.
Celle qui répartit les charges positives sur plusieurs atomes.

Celle qui présente le minimum de charges formelles.

Explication

Une formule limite est favorisée lorsqu’elle minimise les charges formelles présentes dans la structure. Le nombre de liaisons multiples ou la masse atomique ne constitue pas le critère général indiqué ici.

22. Comment note-t-on conventionnellement le nombre d’oxydation d’un atome dans une espèce chimique ?

Avec des chiffres arabes après partage égal des électrons liants.
Avec des lettres grecques après attribution des électrons à l’atome le moins électronégatif.
Avec des symboles de Lewis après répartition des doublets non liants.
Avec des chiffres romains après attribution des électrons à l’atome le plus électronégatif.

Avec des chiffres romains après attribution des électrons à l’atome le plus électronégatif.

Explication

Le nombre d’oxydation repose sur l’attribution des paires liantes à l’atome le plus électronégatif et se note avec des chiffres romains. La charge formelle, elle, correspond à une répartition égale des électrons liants.

23. Sur quel principe la théorie VSEPR fonde-t-elle la prédiction de la géométrie moléculaire ?

Sur la masse relative des atomes présents dans la formule brute.
Sur le nombre total de neutrons des éléments constituant la molécule.
Sur la répulsion mutuelle des paires électroniques autour de l’atome central.
Sur l’alignement des électrons selon les niveaux principaux d’énergie.

Sur la répulsion mutuelle des paires électroniques autour de l’atome central.

Explication

La théorie VSEPR déduit la forme moléculaire de la répulsion entre les paires électroniques entourant l’atome central. La formule brute indique les proportions d’atomes, mais ne détermine pas directement leur géométrie.

24. Quel ordre classe correctement les répulsions entre régions électroniques, de la plus forte à la plus faible ?

Paire liante-paire liante, doublet libre-paire liante, doublet libre-doublet libre.
Paire liante-paire liante, doublet libre-doublet libre, doublet libre-paire liante.
Doublet libre-paire liante, paire liante-paire liante, doublet libre-doublet libre.
Doublet libre-doublet libre, doublet libre-paire liante, paire liante-paire liante.

Doublet libre-doublet libre, doublet libre-paire liante, paire liante-paire liante.

Explication

Les répulsions diminuent selon l’ordre doublet libre-doublet libre, doublet libre-paire liante, puis paire liante-paire liante. Les doublets libres occupent davantage d’espace autour de l’atome central et se repoussent donc plus fortement.

25. Laquelle de ces propositions correspond à une forme moléculaire courante décrite par la théorie VSEPR ?

Octaédrique courbée
Pentagonale plane
Bipyramidale coudée
Trigonale pyramidale

Trigonale pyramidale

Explication

La forme trigonale pyramidale fait partie des géométries moléculaires courantes citées avec les formes linéaire, coudée, tétraédrique, trigonale plane et en T. Les autres propositions ne figurent pas dans cette liste de formes courantes.

26. Dans le modèle VSEPR, comment une liaison double est-elle comptée pour déterminer les régions de répulsion ?

Comme aucune région de répulsion, car elle est délocalisée.
Comme une seule région de répulsion, comme une liaison simple.
Comme deux régions de répulsion, correspondant à ses deux ordres de liaison.
Comme trois régions de répulsion, en incluant les électrons du noyau.

Comme une seule région de répulsion, comme une liaison simple.

Explication

Une liaison multiple constitue une seule région de répulsion dans le modèle VSEPR, même si son ordre de liaison est supérieur à celui d’une liaison simple. Il ne faut donc pas compter séparément ses composantes pour établir la géométrie électronique.

27. Dans quelle séquence les ions sont-ils écrits dans la formule unitaire d’un composé ionique ?

Le cation est écrit avant l’anion, sans indication de charge.
L’anion est écrit avant le cation, avec indication de charge.
Le cation est écrit après l’anion, avec indication de charge.
Les ions sont écrits selon l’ordre croissant de leurs nombres d’oxydation.

Le cation est écrit avant l’anion, sans indication de charge.

Explication

La formule unitaire place le cation avant l’anion et n’indique pas leurs charges sous forme de symboles. Cette convention diffère de la manière dont le nom du composé peut présenter les constituants.

28. Comment nomme-t-on généralement un anion monoatomique, avec l’exception de l’ion O2−O^{2-} ?

En utilisant un nom terminé par « -ate », tandis que O2−O^{2-} se nomme peroxyde.
En utilisant un nom terminé par « -ure », tandis que O2−O^{2-} se nomme oxyde.
En utilisant un nom terminé par « -ite », tandis que O2−O^{2-} se nomme dioxygène.
En reprenant le nom de l’atome, tandis que O2−O^{2-} se nomme ozone.

En utilisant un nom terminé par « -ure », tandis que $$O^{2-}$$ se nomme oxyde.

Explication

Les anions monoatomiques prennent généralement un nom en « -ure », tandis que l’ion oxyde O2−O^{2-} constitue l’exception mentionnée. Les suffixes « -ite » et « -ate » sont plutôt associés à de nombreux anions polyatomiques.

29. Qu’est-ce qu’un cristal ionique ?

Une chaîne de cations liés par des électrons mobiles dont la plus petite unité est la liaison métallique.
Un réseau d’anions entouré de molécules covalentes dont la plus petite unité est le doublet liant.
Un assemblage désordonné de molécules neutres dont la plus petite unité est l’atome isolé.
Un réseau cristallin de cations et d’anions dont la plus petite unité est la maille élémentaire.

Un réseau cristallin de cations et d’anions dont la plus petite unité est la maille élémentaire.

Explication

Un cristal ionique est constitué d’un réseau ordonné de cations et d’anions, et sa plus petite unité structurale est la maille élémentaire. Les autres descriptions renvoient à des assemblages moléculaires, métalliques ou covalents.

30. Quelle combinaison de propriétés caractérise généralement les composés ioniques à température ambiante ?

Des solides mous et extensibles, à température de fusion basse et à conduction électrique médiocre.
Des liquides souples et compressibles, à température de fusion élevée et à conduction électrique élevée.
Des solides durs et cassants, à température de fusion élevée et à conduction électrique médiocre.
Des solides malléables et ductiles, à température de fusion basse et à conduction électrique élevée.

Des solides durs et cassants, à température de fusion élevée et à conduction électrique médiocre.

Explication

Les composés ioniques sont généralement durs et cassants, fondent à température élevée et conduisent médiocrement l’électricité dans leur état solide. Leur structure ionique explique ces propriétés, qui diffèrent de celles des métaux ductiles et conducteurs.

31. Quelle caractéristique définit un complexe de coordination ?

Un atome non métallique entouré de liaisons covalentes identiques
Un métal alcalin associé à des anions sans doublet disponible
Un métal du bloc d lié à des donneurs de doublets électroniques
Un ion métallique séparé de molécules dépourvues de charge

Un métal du bloc d lié à des donneurs de doublets électroniques

Explication

Un complexe de coordination contient un métal du bloc d lié à des molécules ou des ions donneurs de doublets, appelés ligands. Un métal associé à des espèces dépourvues de doublet donneur ne répond pas à cette définition.

32. Dans un complexe, que compte le nombre de coordination ?

La charge globale portée par l’ensemble du complexe
Le nombre d’atomes donneurs liés au centre métallique
La masse cumulée des ligands entourant le métal
Le nombre total d’électrons du métal central

Le nombre d’atomes donneurs liés au centre métallique

Explication

Le nombre de coordination correspond au nombre d’atomes donneurs de doublets liés au métal central, généralement entre quatre et six dans les cas considérés. La charge globale relève du nombre de charge et ne mesure pas les sites donneurs.

33. Pourquoi un complexe de coordination ne possède-t-il pas nécessairement les mêmes propriétés que ses constituants isolés ?

La présence du métal transforme chaque ligand en élément radioactif
Les ligands deviennent des atomes indépendants après leur coordination
Ses constituants perdent tous leurs électrons avant leur association
Sa géométrie et ses interactions modifient les propriétés de l’ensemble

Sa géométrie et ses interactions modifient les propriétés de l’ensemble

Explication

La coordination impose une géométrie spécifique et produit un ensemble dont les propriétés peuvent différer de celles des constituants pris séparément. Les constituants ne deviennent pas nécessairement radioactifs et ne restent pas indépendants dans le complexe.

Révisez avec les flashcards

Mémorisez les réponses avec 62 flashcards sur Espèces chimiques et liaisons.

Qu'est-ce qu'un corps pur simple ?

Une substance électriquement neutre composée d’un seul élément.

Qu'est-ce qu'un corps pur composé ?

Une substance électriquement neutre composée d’au moins deux éléments différents.

Quand un composé pur est-il moléculaire ?

Lorsque la liaison covalente prédomine.

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