QCM : Liaison en chimie organique — 22 questions

Explication

Le modèle de Bohr, proposé en 1913, représente les électrons sur des orbites associées à des couches électroniques. Le modèle des orbitales atomiques décrit plutôt des zones de probabilité de présence.

Explication

La couche K possède une capacité maximale de 2 électrons, tandis que la couche L peut en accueillir 8. Inverser ces valeurs confond les capacités respectives des deux couches.

Explication

Une orbitale atomique est définie comme un espace dans lequel la probabilité de trouver un ou deux électrons est de 90 %. Elle ne correspond donc pas à une trajectoire précise autour du noyau.

Explication

Le nombre quantique principal $n$ est un entier supérieur à zéro qui indique le niveau d’énergie et la couche électronique. La forme de l’orbitale dépend plutôt du nombre quantique azimutal $\ell$.

Explication

Le nombre quantique azimutal respecte la relation $0\leq\ell\leq n-1$, donc pour $n=3$, les valeurs possibles sont 0, 1 et 2. Les valeurs négatives relèvent du nombre quantique magnétique, pas de $\ell$.

Explication

Les orbitales s sont sphériques, tandis que les trois orbitales p sont orientées selon les axes x, y et z et notées pₓ, pᵧ et p𝓏. Les orbitales p se distinguent donc des orbitales s par leur orientation et leur forme.

Explication

Le recouvrement de ces deux orbitales atomiques forme une orbitale moléculaire liante et une orbitale moléculaire anti-liante. L’orbitale liante stabilise la liaison, tandis que l’anti-liante est associée à un astérisque.

Explication

Un recouvrement axial forme une liaison σ, alors qu’un recouvrement latéral forme une liaison π. La distinction repose donc sur la géométrie du recouvrement entre les orbitales.

Explication

Une liaison triple contient une liaison σ et deux liaisons π. La liaison σ résulte d’un recouvrement axial, tandis que les deux liaisons π proviennent de recouvrements latéraux.

Explication

La couche de valence est la dernière couche électronique non saturée et elle participe à la formation des liaisons covalentes. Les couches internes ne jouent pas ce rôle dans ce modèle.

Explication

La valence correspond au nombre d’électrons célibataires disponibles pour former des liaisons. Les doublets non liants désignent des paires d’électrons non engagées dans une liaison et ne mesurent pas la valence.

Explication

L’hydrogène est monovalent, le carbone tétravalent, l’azote trivalent et l’oxygène divalent. Les autres associations intervertissent ou modifient ces valences.

Explication

L’hydrogène tend à atteindre deux électrons, ce qui correspond à la règle du duet, tandis que les éléments de la deuxième ligne tendent à atteindre huit électrons. La règle de l’octet ne décrit donc pas la tendance électronique de l’hydrogène.

Explication

L’hybridation est une réorganisation des orbitales atomiques en orbitales hybrides qui permet d’expliquer la géométrie des molécules organiques. Le recouvrement entre orbitales décrit plutôt la formation d’une liaison.

Explication

L’hybridation sp³ oriente les orbitales selon une géométrie tétraédrique, avec des angles d’environ 109,5°. La géométrie trigonale plane correspond à sp², tandis que la géométrie linéaire correspond à sp.

Explication

L’hybridation sp² produit une géométrie trigonale plane d’environ 120° et laisse une orbitale p non hybridée. La géométrie linéaire et deux orbitales p pures sont caractéristiques de sp.

Explication

Dans l’éthyne, chaque carbone est hybridé sp et la triple liaison comprend une liaison σ ainsi que deux liaisons π. Une double liaison, comme dans l’éthène, associe plutôt une liaison σ et une liaison π.

Explication

Le carbone possède 4 électrons de valence, l’azote 5 et l’oxygène 6, alors que leurs valences respectives sont 4, 3 et 2. Ainsi, la valence diminue de un quand on progresse du carbone vers l’oxygène, malgré l’augmentation des électrons de valence.

Explication

Dans ces structures, le carbone forme quatre liaisons σ sans doublet non liant, l’azote trois liaisons σ avec un doublet et l’oxygène deux liaisons σ avec deux doublets. La confusion fréquente consiste à attribuer à l’azote les deux doublets caractéristiques de l’oxygène.

Explication

Le doublet non liant de l’azote peut se recouvrir avec le système π voisin et se délocaliser. Les autres propositions attribuent ce doublet à un mauvais atome ou le décrivent comme localisé.

Explication

Le recouvrement axial de deux orbitales p permet la délocalisation électronique et conduit à deux formes mésomères limites. La rotation libre, les orbitales s ou les orbitales d ne décrivent pas le mécanisme indiqué pour cette molécule.

Explication

Les deux formes limites conservent l’octet et diffèrent par la position de la double liaison, entre O–C dans l’une et C–N dans l’autre. Les autres descriptions introduisent des atomes absents ou suppriment la représentation mésomère correcte.