QCM : Liaisons chimiques et structures moléculaires (11 questions)

Questions et réponses du QCM

1. Dans un mélange, on distingue une attraction entre deux dipôles permanents, une attraction entre un dipôle permanent et un dipôle induit, et une attraction entre dipôles instantanés. Quelle association entre mécanismes et noms est correcte ?

Keesom, Debye et London, dans cet ordre
Debye, Keesom et London, dans cet ordre
London, Debye et Keesom, dans cet ordre
Keesom, London et Debye, dans cet ordre

Keesom, Debye et London, dans cet ordre

Explication

Keesom concerne deux dipôles permanents, Debye un dipôle permanent et un dipôle induit, et London des dipôles instantanés. Intervertir Keesom et Debye confond les types de dipôles; attribuer les dipôles permanents à London ou échanger Debye et London confond les mécanismes concernés.

2. En comparant des molécules peu polaires et des molécules très polaires, quelle contribution est généralement la plus importante, et quelle exception faut-il retenir ?

Keesom, sauf pour les molécules peu polaires
London, sauf pour les molécules très polaires
London, y compris pour les molécules très polaires
Debye, sauf pour les molécules très polaires

London, sauf pour les molécules très polaires

Explication

La dispersion de London est la contribution de Van der Waals la plus importante, à l’exception des molécules très polaires. Keesom et Debye ne sont pas les contributions généralement dominantes; retenir London sans l’exception néglige le cas des molécules très polaires.

3. Dans une molécule, un atome d’hydrogène peut s’approcher d’un atome accepteur. Quel facteur favorise cette interaction ?

La petite taille de l’hydrogène facilite son approche de l’accepteur
La petite taille de l’accepteur facilite son approche de l’hydrogène
La répulsion entre les deux atomes facilite leur rapprochement
La grande taille de l’hydrogène facilite son approche de l’accepteur

La petite taille de l’hydrogène facilite son approche de l’accepteur

Explication

La petite taille de l’atome d’hydrogène permet une approche favorable de l’atome accepteur, ce qui favorise la liaison hydrogène. La grande taille inverse le facteur explicatif, tandis que la taille de l’accepteur ou une répulsion ne décrivent pas le mécanisme indiqué.

4. L’eau présente des liaisons hydrogène d’énergie indiquée de 7 kcal·mol⁻¹. Quelle conséquence de ces interactions explique que l’eau soit liquide ?

La formation d’un réseau tridimensionnel de liaisons de HF
La formation d’un réseau tridimensionnel de liaisons hydrogène de 2 kcal·mol⁻¹
La présence de liaisons hydrogène sans formation d’un réseau tridimensionnel
La formation d’un réseau tridimensionnel de liaisons hydrogène

La formation d’un réseau tridimensionnel de liaisons hydrogène

Explication

Les liaisons hydrogène de l’eau, d’énergie indiquée de 7 kcal·mol⁻¹, forment un réseau tridimensionnel qui explique son état liquide. La valeur de HF est de 10 kcal·mol⁻¹, celle de NH₃ de 2 kcal·mol⁻¹, et l’absence de réseau ne rend pas compte de l’effet décrit.

5. Que désigne un cristal moléculaire ?

Un solide formé d’ions métalliques positifs et d’électrons délocalisés dans la structure
Un solide dont les motifs sont des ions opposés organisés en réseau électriquement neutre
Un solide dont les motifs sont des molécules maintenues par de faibles interactions intermoléculaires
Un solide dont les motifs sont des atomes reliés en un réseau covalent continu

Un solide dont les motifs sont des molécules maintenues par de faibles interactions intermoléculaires

Explication

Dans un cristal moléculaire, les motifs sont des molécules liées par des interactions de Van der Waals ou parfois des liaisons hydrogène. Un réseau d’atomes reliés par des liaisons covalentes caractérise plutôt un cristal covalent.

6. Quelle température de fusion est indiquée pour le chlorure de sodium, NaCl ?

719 °C
1536 °C
3550 °C
801 °C

801 °C

Explication

La température de fusion indiquée pour NaCl est de 801 °C. La valeur de 719 correspond à l’enthalpie réticulaire de KCl, et non à une température de fusion.

7. Quel est le rôle de la méthode de Lande dans l’estimation des rayons ioniques ?

Elle estime les rayons à partir du contact des gros anions dans le réseau cristallin.
Elle corrige les rayons covalents selon la différence d’électronégativité des ions.
Elle déduit les rayons de la moitié de la distance entre deux ions identiques isolés.
Elle calcule les rayons à partir de la charge et de l’enthalpie réticulaire du cristal.

Elle estime les rayons à partir du contact des gros anions dans le réseau cristallin.

Explication

La méthode de Lande s’appuie sur l’hypothèse que les gros anions sont en contact dans le réseau cristallin pour estimer les rayons ioniques. La moitié de la distance internucléaire concerne le calcul du rayon covalent d’un couple homonucléaire, et non la méthode de Lande.

8. Dans une structure de Lewis, quelle règle permet de distinguer la charge formelle du nombre d’oxydation pour répartir les électrons d’une liaison ?

La charge formelle et le nombre d’oxydation attribuent les électrons de liaison à l’atome le moins électronégatif.
La charge formelle partage les électrons de liaison, tandis que le nombre d’oxydation les attribue à l’atome le plus électronégatif.
La charge formelle répartit les électrons selon les charges partielles, tandis que le nombre d’oxydation conserve les doublets libres.
La charge formelle attribue les électrons à l’atome le plus électronégatif, tandis que le nombre d’oxydation les partage équitablement.

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

Explication

La charge formelle repose sur une répartition covalente des électrons, alors que le nombre d’oxydation suppose une attribution ionique au partenaire le plus électronégatif. L’idée que les électrons sont partagés équitablement dans le calcul du nombre d’oxydation est erronée, car cette convention privilégie l’atome le plus électronégatif.

9. Quelle comparaison décrit correctement la géométrie associée à trois domaines électroniques et celle associée à six domaines autour de l’atome central dans le modèle VSEPR ?

Trois domaines donnent une géométrie linéaire, tandis que six donnent une géométrie plan carré.
Trois domaines donnent une géométrie octaédrique, tandis que six donnent une géométrie triangulaire plane.
Trois domaines donnent une géométrie triangulaire plane, tandis que six donnent une géométrie octaédrique.
Trois domaines donnent une géométrie tétraédrique, tandis que six donnent une bipyramide trigonale.

Trois domaines donnent une géométrie triangulaire plane, tandis que six donnent une géométrie octaédrique.

Explication

Le nombre de domaines électroniques autour de l’atome central détermine leur disposition : trois conduisent à une géométrie triangulaire plane et six à une géométrie octaédrique. Une géométrie tétraédrique correspond à quatre domaines, et non à trois.

10. Quel recouvrement orbitalaire caractérise une liaison π dans le modèle de la liaison de valence ?

Un recouvrement entre orbitales de niveaux d’énergie différents
Un recouvrement axial de deux orbitales atomiques
Un recouvrement latéral de deux orbitales atomiques
Un recouvrement entre orbitales de symétrie différente

Un recouvrement latéral de deux orbitales atomiques

Explication

Une liaison π résulte d’un recouvrement latéral des orbitales atomiques, contrairement à une liaison σ qui provient d’un recouvrement axial. Le recouvrement axial décrit donc la formation d’une liaison σ, et non d’une liaison π.

11. Quel effet l’augmentation du caractère s des orbitales hybrides a-t-elle sur la longueur des liaisons C–C ?

Elle allonge la liaison, comme l’illustrent les distances sp³, sp² puis sp.
Elle laisse la longueur inchangée, quelle que soit l’hybridation considérée.
Elle raccourcit la liaison seulement lorsque l’atome central est plus électronégatif.
Elle raccourcit la liaison, comme l’illustrent les distances sp³, sp² puis sp.

Elle raccourcit la liaison, comme l’illustrent les distances sp³, sp² puis sp.

Explication

Un caractère s croissant est associé à des liaisons C–C plus courtes : les distances données passent de 1,54 Å en sp³ à 1,40 Å en sp. Cette variation ne signifie pas que les liaisons s’allongent ou gardent une longueur constante lorsque l’hybridation change.

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Quelle énergie caractérise les liaisons faibles ?

De l’ordre du kJ·mol⁻¹ ou de quelques dizaines de kJ·mol⁻¹.

Que sont les interactions de Van der Waals ?

Des forces attractives d’origine électrostatique.

Qu’est-ce qui favorise l’approche de l’atome accepteur dans une liaison hydrogène ?

La petite taille de l’atome d’hydrogène.

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