QCM : Interactions et stéréochimie moléculaires — 62 questions

Explication

L’ordre de liaison indique le nombre entier positif de liaisons chimiques établies entre une paire d’atomes. Il ne désigne ni une distance internucléaire ni une énergie d’ionisation.

Explication

Une liaison simple possède un ordre de 1, une liaison double un ordre de 2 et une liaison triple un ordre de 3. Confondre ces valeurs revient à inverser la relation entre multiplicité et ordre de liaison.

Explication

À atomes fixés, un ordre de liaison plus élevé correspond à une liaison plus courte et plus énergétique. Une liaison plus longue et moins énergétique caractérise plutôt une liaison de plus faible ordre.

Explication

$D^\circ_{AB}$ est l’énergie positive à fournir pour rompre une liaison gazeuse A–B et elle correspond à $-\Delta_r H^\circ$ pour sa formation dans les conditions standards. La distance internucléaire décrit une longueur de liaison, pas une énergie.

Explication

Une orbitale moléculaire représente une région de l’espace où la probabilité de présence des électrons d’une molécule est élevée. Elle ne correspond pas à une trajectoire classique ni à une distance internucléaire.

Explication

La combinaison linéaire de deux orbitales atomiques produit une orbitale liante et une orbitale antiliante. Le recouvrement en phase est associé à l’orbitale liante, tandis que l’opposition de phase conduit à l’orbitale antiliante.

Explication

L’orbitale liante $\psi_+$ stabilise le système car elle est plus basse en énergie, tandis que l’orbitale antiliante $\psi_-$ le déstabilise car elle est plus haute. Elles n’ont donc pas le même effet énergétique.

Explication

$H_2^+$ possède un indice de liaison de 0,5, une longueur de 1,06 Å et une énergie de liaison de 255 kJ.mol⁻¹, alors que $H_2$ possède respectivement 1, 0,74 Å et 457 kJ.mol⁻¹. La liaison de $H_2$ est donc plus courte et plus énergétique.

Explication

La construction du diagramme moléculaire privilégie les orbitales de valence, tandis que les orbitales de cœur sont généralement négligées à cause de leurs très faibles recouvrements. Les orbitales ne contribuent donc pas toutes de manière équivalente.

Explication

La théorie LCAO conserve le nombre d’orbitales lors de leur combinaison : $n$ orbitales atomiques de valence donnent $n$ orbitales moléculaires de valence. Le nombre d’orbitales ne double ni ne diminue dans cette construction.

Explication

Le recouvrement est considéré comme négligeable lorsque la différence d’énergie dépasse 12 eV, tandis qu’il doit être pris en compte sous 10 eV. Le simple fait que les orbitales appartiennent à des atomes différents ne suffit pas à conclure.

Explication

$O_2$ est paramagnétique parce que deux électrons célibataires occupent les orbitales antiliantes $\pi^*$. Des électrons entièrement appariés ne produiraient pas cette propriété magnétique.

Explication

Un trait entre deux atomes représente une liaison covalente, donc un doublet d’électrons partagé. Un doublet non liant reste localisé autour d’un seul atome et se dessine par deux points ou un trait autour de celui-ci.

Explication

Un doublet non liant est une paire d’électrons de valence qui reste autour d’un atome sans participer à une liaison chimique. Une paire partagée entre deux atomes correspond plutôt à un doublet liant.

Explication

La valence désigne le nombre maximal de liaisons covalentes de Lewis qu’un atome peut former avec d’autres atomes. Elle ne correspond ni au nombre total d’électrons ni au nombre de doublets non liants.

Explication

L’hydrogène suit la règle du duet et cherche à être entouré de deux électrons, comme l’hélium. La recherche de huit électrons concerne généralement certains éléments du bloc p, et non l’hydrogène.

Explication

La règle de l’octet concerne généralement les éléments du bloc p appartenant aux colonnes du carbone, de l’azote, de l’oxygène et du fluor. L’hydrogène relève de la règle du duet, tandis que la règle des 18 électrons concerne des éléments à partir de la quatrième période.

Explication

Les éléments de la colonne du carbone sont tétravalents car quatre liaisons leur permettent de compléter leur environnement à huit électrons. La règle du duet concerne l’hydrogène, tandis que dix-huit électrons renvoient à une autre règle électronique.

Explication

L’hydrogène vise deux électrons avec la règle du duet, forme une liaison covalente et est donc monovalent. L’octet décrit généralement certains éléments du bloc p et ne conduit pas ici à une valence de deux pour l’hydrogène.

Explication

Dans le cadre de la règle de l’octet, le carbone, l’azote, l’oxygène et le fluor sont respectivement tétravalent, trivalent, divalent et monovalent. Ces valences correspondent au nombre de liaisons généralement nécessaires pour compléter leur environnement électronique.

Explication

L’octet réduit concerne notamment le bore, qui peut être stable avec six électrons et trois liaisons. En revanche, les éléments de la deuxième période ne peuvent pas dépasser huit électrons de valence dans le cadre strict considéré.

Explication

Un radical est un atome ou une molécule qui possède au moins un électron de valence célibataire. La présence de doublets complets décrit une autre organisation électronique et ne suffit pas à définir un radical.

Explication

La charge formelle résulte d’une répartition conventionnelle des électrons de liaison, alors que la charge réelle décrit la charge effective de l’ensemble moléculaire. Confondre ces notions revient à considérer une attribution comptable comme une localisation physique exacte.

Explication

La somme des charges formelles reproduit la charge réelle globale de la molécule, donc elle vaut ici −1. Cela ne signifie pas que chaque charge formelle correspond à une charge réelle localisée sur l’atome concerné.

Explication

La méthode commence par le décompte et l’ajustement des électrons de valence, puis organise les liaisons et les doublets avant le calcul final des charges formelles. Commencer par les charges formelles empêcherait de disposer d’un schéma électronique établi.

Explication

Les liaisons multiples sont introduites afin de diminuer les charges formelles et les lacunes électroniques, tout en respectant l’octet de B, C, N et O. Elles ne visent pas à supprimer tous les doublets non liants ni à imposer des charges réelles identiques.

Explication

La structure hybride représente la réalité, tandis que les formes limites sont des représentations reliées par des mouvements de doublets électroniques. Les formes limites ne correspondent donc pas à des molécules distinctes qui s’interconvertiraient.

Explication

La mésomérie rend les deux liaisons carbone–oxygène équivalentes dans l’ion formiate, avec une longueur de 1,26 Å et une demi-charge formelle négative sur chaque oxygène. La représentation comportant une liaison simple et une liaison double ne décrit pas directement cette équivalence réelle.

Explication

Les formes les plus contributives respectent d’abord l’octet, puis minimisent les charges et les répartissent selon l’électronégativité. Une forme qui place correctement les charges mais viole l’octet est donc défavorisée en priorité.

Explication

Le modèle VSEPR prévoit la forme en considérant les répulsions entre les doublets autour de l’atome central et leur éloignement maximal. Le schéma de Lewis indique les doublets, mais ne fixe pas à lui seul leur position spatiale; ce modèle est associé à Gillespie et Nyholm.

Explication

Dans la notation AXnEm, E indique les doublets non liants situés sur l’atome central; E₂ signifie donc deux doublets non liants. Le nombre d’atomes liés à A est donné par l’indice n associé à X.

Explication

Le type AX₄ possède quatre positions liantes autour de l’atome central et adopte un arrangement tétraédrique. Les types AX₂, AX₃ et AX₆ correspondent respectivement aux arrangements linéaire, trigonal plan et octaédrique.

Explication

Un doublet non liant ou une liaison multiple est plus encombrant qu’une liaison simple et exerce donc une répulsion plus forte, ce qui referme les angles voisins. L’effet ne rend pas pour autant toutes les molécules linéaires et ne laisse pas les angles inchangés.

Explication

Une liaison ionique se forme par transfert d’électrons, alors qu’une liaison covalente repose sur leur partage mutuel. Le partage d’électrons correspond donc à la liaison covalente et non à la liaison ionique.

Explication

La norme du moment dipolaire est le produit de la charge partielle $|\delta e|$ par la distance de séparation $r$. Une division par la longueur ou une dépendance en $r^2$ ne correspond pas à cette relation.

Explication

Une molécule est apolaire lorsque les moments dipolaires de ses liaisons se compensent vectoriellement. Des liaisons polaires peuvent donc être présentes si leurs contributions s’annulent.

Explication

L’hybridation $sp^2$ produit trois orbitales coplanaires formant des angles de 120°. La géométrie tétraédrique à 109,5° appartient à l’hybridation $sp^3$, tandis que l’alignement à 180° appartient à $sp$.

Explication

Les forces de van der Waals sont des attractions entre molécules liées à l’interaction de dipôles et elles sont généralement moins énergétiques que les liaisons intramoléculaires. Les liaisons chimiques intramoléculaires relient, quant à elles, des atomes au sein d’une même molécule.

Explication

L’énergie des forces de van der Waals est inversement proportionnelle à $r^6$, ce qui entraîne une diminution très rapide lorsque les molécules s’éloignent. Une dépendance en $r^6$ décrirait au contraire une croissance avec la distance.

Explication

Les forces de Debye résultent de la polarisation d’une molécule par un dipôle permanent, ce qui crée un dipôle induit. L’interaction entre deux dipôles permanents est de type Keesom, tandis que celle entre dipôles instantané et induit est de type London.

Explication

Les forces de London augmentent globalement avec le nombre d’électrons, la polarisabilité, la masse molaire et la surface de contact. Une diminution de ces facteurs tend donc à affaiblir l’attraction plutôt qu’à la renforcer.

Explication

Une fluctuation momentanée de la distribution électronique crée un dipôle instantané, lequel déforme la molécule voisine et y induit un dipôle. Les deux dipôles ainsi formés s’attirent, sans transfert d’électrons ni liaison covalente.

Explication

Les forces de London existent entre molécules polaires comme apolaires et constituent les seules forces intermoléculaires de cohésion entre molécules apolaires. Les dipôles permanents sont requis pour les interactions de Keesom, pas pour celles de London.

Explication

Une liaison hydrogène associe un hydrogène lié à un atome électronégatif, généralement O, N ou F, à un autre atome électronégatif possédant un doublet libre. Une liaison covalente polaire concerne le partage polarisé d’électrons au sein d’une liaison, et non cette interaction entre molécules.

Explication

Le donneur est l’hétéroatome électronégatif auquel l’hydrogène est lié, tandis que l’accepteur fournit un hétéroatome électronégatif portant des doublets libres. Confondre ces rôles revient à attribuer l’hydrogène à l’accepteur, alors qu’il appartient au donneur.

Explication

Les liaisons hydrogène entre molécules d’eau renforcent leur cohésion et contribuent à son état liquide aux températures usuelles. Les molécules H2S, H2Se et H2Te n’établissent pas ce même réseau de liaisons hydrogène, malgré leur masse plus élevée.

Explication

La formule brute donne la nature et le nombre des atomes, alors que la formule topologique renseigne sur l’organisation du squelette carboné. La formule brute ne montre donc pas directement l’enchaînement des atomes.

Explication

Dans une formule topologique, les sommets et les extrémités des lignes brisées représentent les atomes de carbone, tandis que les hydrogènes liés aux carbones ne sont pas écrits. Les symboles des éléments sont conservés pour les hétéroatomes.

Explication

Les isomères de constitution possèdent une formule brute identique, mais leurs atomes sont reliés selon des enchaînements différents, ce qui peut modifier leurs propriétés. Des molécules de formules brutes différentes ne sont pas des isomères de constitution.

Explication

Les isomères de fonction ont des fonctions différentes, ceux de position conservent fonction et squelette mais déplacent une position, et ceux de squelette changent le squelette carboné en conservant les fonctions. La formule brute reste commune à ces isomères de constitution.

Explication

Les conformations s’interconvertissent par rotation autour de liaisons simples sans rupture de liaison. Le passage d’une configuration à une autre nécessite en revanche la rupture d’au moins une liaison.

Explication

La représentation de Cram traduit la perspective spatiale à l’aide de traits dans le plan et de conventions pour les liaisons dirigées vers l’avant ou l’arrière. La vue dans l’axe d’une liaison entre deux carbones correspond à la représentation de Newman.

Explication

La représentation de Newman consiste à viser le long de la liaison entre deux carbones voisins, le carbone frontal cachant le carbone arrière. La représentation en perspective avec des liaisons orientées dans l’espace est associée à Cram.

Explication

Dans la conformation décalée, les liaisons sont disposées de façon à réduire la gêne stérique, ce qui la rend plus stable. La conformation éclipsée rapproche davantage les liaisons et présente donc une gêne stérique maximale.

Explication

Une molécule est chirale lorsqu’elle ne peut pas être superposée à son image réfléchie. La présence d’une double liaison ou d’isotopes particuliers ne constitue pas le critère général de chiralité.

Explication

Deux énantiomères sont des images l’un de l’autre dans un miroir et ne sont pas superposables, alors que les diastéréoisomères ne forment pas une paire d’images miroir. Une simple rotation ou une différence de formule ne définit aucune de ces deux catégories.

Explication

Les énantiomères présentent les mêmes caractéristiques spectrales et physiques, mais l’un est dextrogyre et l’autre lévogyre. Des spectres différents ou des masses molaires différentes ne caractérisent pas une paire d’énantiomères.

Explication

Un mélange racémique contient les deux énantiomères en proportions équimolaires, soit 50 % chacun, et leurs rotations opposées se compensent. Un mélange non équimolaire conserve généralement une activité optique mesurable.

Explication

La permutation de deux substituants liés à un atome stéréogène génère deux stéréoisomères. Quatre substituants différents constituent un cas fréquent, mais ce n’est pas la définition générale, et une rotation ne change pas la constitution.

Explication

La priorité CIP dépend d’abord du numéro atomique de l’atome directement attaché au centre, avec priorité aux isotopes les plus lourds. La masse molaire globale et la longueur totale du substituant ne sont pas les premiers critères.

Explication

Lorsque le substituant de priorité 4 est placé à l’arrière, un parcours horaire de 1 vers 2 vers 3 indique la configuration R. La configuration S correspond au parcours antihoraire, tandis que méso et Z désignent d’autres notions stéréochimiques.

Explication

La configuration Z signifie que les deux groupes prioritaires selon CIP sont du même côté de la double liaison, tandis que la configuration E signifie qu’ils sont de côtés opposés. Cette distinction ne repose pas directement sur la polarité de la liaison ni sur les groupes de faible priorité.