QCM : Modèle quantique et classification périodique — 68 questions

Explication

L’atome possède un noyau central dense et positif, entouré d’électrons formant un nuage négatif. Un ion se distingue d’un atome neutre par un nombre d’électrons différent de celui des protons.

Explication

Le numéro atomique $Z$ compte les protons, tandis que le nombre de masse $A$ additionne protons et neutrons, donc $A=6+8=14$. Confondre ces deux nombres revient à attribuer à $Z$ le nombre total de nucléons.

Explication

Un élément chimique est défini par le nombre de protons, c’est-à-dire par son numéro atomique $Z$. Des atomes du même élément peuvent toutefois avoir des nombres de neutrons différents et constituer des isotopes.

Explication

Un anion se forme lorsqu’un atome gagne des électrons, ce qui lui confère une charge négative. La perte d’électrons produit au contraire un cation chargé positivement.

Explication

Le modèle ondulatoire représente la lumière comme une onde électromagnétique, tandis que le modèle corpusculaire l’interprète comme un ensemble de photons. La longueur d’onde et la fréquence sont associées à la description ondulatoire, alors que les photons relèvent de la description corpusculaire.

Explication

La célérité vérifie $c=\lambda\nu$, donc la longueur d’onde est $\lambda=\frac{c}{\nu}$. Multiplier $c$ et $\nu$ ne respecte pas la réorganisation de cette relation.

Explication

L’énergie du photon vérifie $E=h\nu$ et, puisque $\nu=\frac{c}{\lambda}$, elle s’écrit $E=\frac{hc}{\lambda}$. Une longueur d’onde plus courte correspond donc à une énergie photonique plus élevée.

Explication

Le spectre d’émission de l’hydrogène est discontinu et présente des raies, qui forment une signature électromagnétique de l’atome. Un spectre continu contient au contraire toutes les longueurs d’onde d’un domaine.

Explication

La relation de Rydberg s’écrit $\frac{1}{\lambda}=R_H\left(\frac{1}{n^2}-\frac{1}{p^2}\right)$ avec $p>n$. Inverser les termes entre parenthèses rendrait le membre de droite négatif, ce qui ne convient pas à une longueur d’onde.

Explication

Le modèle de Bohr impose des orbites circulaires quantifiées, chacune possédant une énergie particulière. Le modèle planétaire classique autorise au contraire une variation continue des orbites possibles.

Explication

Lors d’une désexcitation, l’électron rejoint un niveau inférieur en libérant l’énergie sous forme d’un photon. Le passage vers un niveau supérieur correspond à une excitation et nécessite une absorption d’énergie.

Explication

La densité de probabilité de présence est donnée par le carré du module de la fonction d’onde, $|\psi|^2$. La fonction $\psi$ décrit mathématiquement l’état électronique, mais n’est pas directement une probabilité.

Explication

Une orbitale atomique représente spatialement une zone de probabilité de présence de l’électron. Elle ne décrit pas une trajectoire classique comme l’orbite circulaire du modèle de Bohr.

Explication

Le principe d’incertitude limite la précision avec laquelle la position et la quantité de mouvement peuvent être connues simultanément. Il ne porte pas sur l’énergie et la masse, ni sur une annulation de la vitesse.

Explication

La relation de Louis de Broglie associe à une particule une longueur d’onde $\lambda=\frac{h}{p}$. Une augmentation de la quantité de mouvement entraîne donc une diminution de la longueur d’onde associée.

Explication

Le nombre quantique principal $n$ est un entier positif qui indique la couche quantique et le niveau d’énergie associé. La sous-couche dépend de $l$, l’orientation de $m_l$ et le spin de $m_s$.

Explication

Le nombre quantique secondaire respecte la condition $0\le l\le n-1$, donc pour $n=3$ les valeurs possibles sont $0,1,2$. Le nombre $n$ définit la couche, tandis que $l$ définit la sous-couche.

Explication

Le nombre de valeurs possibles de $m_l$ est $2l+1$, soit $5$ lorsque $l=2$, avec les valeurs de $-2$ à $+2$. Le nombre $l$ identifie la sous-couche, alors que $m_l$ distingue ses orientations ou cases quantiques.

Explication

Le triplet $(n,l,m_l)$ décrit une orbitale atomique, tandis que l’ajout de $m_s$ forme le quadruplet décrivant une spin-orbitale. Les autres propositions omettent ou remplacent à tort une composante nécessaire.

Explication

La fonction d’onde se factorise en une partie radiale $R_{n,l}(r)$ et une partie angulaire $Y_{l,m_l}(\theta,\phi)$ par leur produit. La partie radiale dépend de la distance au noyau, tandis que la partie angulaire dépend des directions.

Explication

La partie radiale indique l’extension spatiale ou la taille de l’orbitale, alors que la partie angulaire détermine sa forme et sa symétrie. L’orientation et le spin relèvent d’autres nombres quantiques et ne correspondent pas à ces associations.

Explication

À $l$ constant, l’extension spatiale augmente lorsque $n$ augmente. La valeur de $l$ influence plutôt la forme et, à $n$ constant, une augmentation de $l$ réduit l’extension.

Explication

Une orbitale $p$ comporte deux lobes de signes opposés, orientés selon un axe, avec un plan nodal perpendiculaire à cet axe. La symétrie sphérique et l’isotropie caractérisent les orbitales $s$, pas les orbitales $p$.

Explication

Cette approximation étudie les électrons un par un, puis estime l’énergie totale en additionnant les énergies monoélectroniques. L’équation exacte devrait au contraire traiter simultanément les répulsions entre électrons.

Explication

La charge nucléaire effective modélise l’attraction apparente du noyau après prise en compte de l’écran exercé par les autres électrons, et elle est inférieure à $Z$. Cette notion est notamment associée aux règles de Slater.

Explication

Dans un atome polyélectronique, l’énergie dépend de $n$ et de $l$, tandis que les orbitales partageant ces deux valeurs restent dégénérées malgré des valeurs différentes de $m_l$. La dépendance supplémentaire par rapport à l’hydrogène concerne surtout $l$, et non $m_l$.

Explication

Pour $4s$, $n+l=4$, tandis que pour $3d$, $n+l=5$ ; la règle classe donc $4s$ avant $3d$. Le nombre quantique principal seul ne suffit pas à déterminer l’ordre de remplissage.

Explication

Les électrons de cœur sont internes et ne participent généralement pas aux liaisons, alors que les électrons de valence, plus externes, gouvernent principalement la réactivité. La confusion fréquente consiste à attribuer aux électrons de cœur le rôle chimique des électrons de valence.

Explication

Les électrons de valence appartiennent à la dernière couche ainsi qu’aux sous-couches internes encore incomplètes. Les sous-couches internes complètes correspondent plutôt aux électrons de cœur.

Explication

Un système paramagnétique possède au moins un électron célibataire et peut être attiré par un champ magnétique. Un système diamagnétique ne possède aucun électron célibataire et tend à être faiblement repoussé.

Explication

Le tableau périodique moderne classe les éléments selon leur numéro atomique croissant, tandis que leur structure électronique fondamentale gouverne leurs propriétés chimiques. L’ordre fondé sur la masse atomique caractérisait des classifications antérieures.

Explication

Le numéro de période correspond au plus grand nombre quantique principal de la couche de valence, alors qu’un groupe réunit des éléments dont les configurations électroniques de valence sont comparables. Les autres associations inversent ou remplacent ces critères.

Explication

Le tableau périodique comporte 7 périodes et 18 colonnes, réparties en quatre blocs définis par la dernière sous-couche en cours de remplissage : $s$, $p$, $d$ et $f$. Le bloc $g$ ne fait pas partie de cette classification.

Explication

La charge nucléaire effective croissante réduit généralement le rayon de gauche à droite, tandis que l’ajout d’une couche entraîne une augmentation au changement de période et vers le bas d’une colonne. Les autres propositions inversent ces tendances ou suppriment l’effet des nouvelles couches.

Explication

L’électronégativité mesure l’attraction exercée par un atome sur un doublet d’électrons engagé dans une liaison et s’exprime sans unité. L’arrachement d’un électron isolé relève de l’énergie d’ionisation, qui correspond à une propriété différente.

Explication

L’électronégativité augmente globalement en allant vers la droite d’une période et vers le haut d’une colonne. La variation inverse décrit donc une tendance opposée, et non l’évolution générale de cette grandeur.

Explication

Une liaison covalente résulte du partage d’une ou plusieurs paires d’électrons de valence, ce qui abaisse l’énergie du système. Elle ne transforme pas les particules ni ne modifie les charges nucléaires des atomes.

Explication

Dans une liaison de coordination, le doublet partagé provient entièrement de l’atome donneur, tandis que l’atome accepteur présente une lacune électronique. Le partage d’un électron fourni par chaque atome correspond à une liaison covalente ordinaire.

Explication

Un acide de Lewis est une substance capable d’accepter un doublet électronique. Le don d’un doublet caractérise au contraire une base de Lewis, tandis que les deux autres descriptions relèvent de définitions acido-basiques différentes.

Explication

Une base de Lewis est une substance qui fournit un doublet d’électrons lors d’une interaction chimique. L’acceptation d’un doublet définit un acide de Lewis, et les autres propriétés ne constituent pas cette définition.

Explication

La règle de l’octet conduit les atomes usuels à s’entourer de quatre doublets, soit huit électrons, alors que l’hydrogène et l’hélium s’entourent d’un seul doublet. Leur petite couche électronique explique cette recherche d’un duet plutôt que d’un octet.

Explication

Un atome est hypovalent lorsqu’il est entouré de moins de quatre doublets et hypervalent lorsqu’il en possède plus de quatre. Ces termes décrivent le nombre de doublets autour de l’atome, et non directement sa charge formelle.

Explication

Les éléments de la deuxième période peuvent présenter moins de quatre doublets autour d’eux, mais ils ne peuvent pas dépasser l’octet. La possibilité d’être hypervalent concerne des éléments de la troisième période et des périodes suivantes.

Explication

La charge formelle se calcule en soustrayant à $N_v$ les électrons des paires libres $N_l$ et la moitié des électrons partagés $N_p$. Les autres expressions inversent ou pondèrent incorrectement les contributions des électrons liants et non liants.

Explication

La théorie VSEPR décrit une disposition qui réduit les répulsions électrostatiques entre doublets liants, doublets non liants et électrons célibataires. La différence d’électronégativité concerne la polarité des liaisons, pas le principe géométrique central de la théorie VSEPR.

Explication

Dans cette notation, $m$ indique le nombre de ligands liés à l’atome central A, tandis que $n$ indique le nombre d’entités non liantes. Les doublets libres et les électrons célibataires relèvent donc de $n$, et non de $m$.

Explication

Le type $AX_5E_0$ possède cinq domaines électroniques autour de l’atome central et adopte une géométrie bipyramidale trigonale. La géométrie tétraédrique correspond à $AX_4E_0$, tandis que l’octaédrique correspond à $AX_6E_0$.

Explication

Dans $H_2O$, les deux doublets non liants exercent une répulsion plus forte que les doublets liants et compriment l’angle à 104,5°. L’eau n’est pas linéaire, et la longueur des liaisons n’explique pas directement cette hiérarchie angulaire.

Explication

Une orbitale moléculaire est une fonction d’onde qui décrit la probabilité de présence d’un électron sur l’ensemble de la molécule. Elle ne représente ni une trajectoire classique ni une simple distance internucléaire.

Explication

La combinaison linéaire conserve le nombre total d’orbitales : deux orbitales atomiques donnent donc deux orbitales moléculaires. Ces orbitales peuvent avoir des énergies différentes, mais cette différence ne modifie pas leur nombre.

Explication

Le recouvrement de signes opposés forme une orbitale antiliante, dont l’énergie est plus élevée et qui déstabilise la molécule. Un recouvrement de lobes de même signe produit au contraire une orbitale liante stabilisante.

Explication

La relation $N_l=\frac{1}{2}(n-n^*)$ donne ici $N_l=\frac{1}{2}(6-2)=2$. Les électrons antiliants diminuent donc l’indice de liaison au lieu de l’augmenter.

Explication

L’hybridation $sp^3$ combine une orbitale $s$ et trois orbitales $p$ pour former quatre orbitales hybrides orientées tétraédriquement à 109,5°. La disposition coplanaire à 120° appartient à l’hybridation $sp^2$.

Explication

L’hybridation $sp^2$ combine une orbitale $s$ et deux orbitales $p$ pour former trois orbitales coplanaires à 120°, tandis qu’une orbitale $p$ reste pure. Dans $sp^3$, les trois orbitales $p$ participent à l’hybridation.

Explication

L’hybridation $sp$ combine une orbitale $s$ et une orbitale $p$ pour former deux orbitales hybrides alignées à 180°, tandis que deux orbitales $p$ restent pures. La géométrie coplanaire à 120° correspond à $sp^2$.

Explication

Une liaison $C\equiv C$ comprend une liaison $\sigma$ issue d’un recouvrement axial et deux liaisons $\pi$ issues de recouvrements latéraux. Une liaison double comporte une seule composante $\pi$, tandis qu’une liaison simple ne comporte qu’une composante $\sigma$.

Explication

La nomenclature commence par l’identification de la fonction principale, puis de la chaîne et de sa numérotation, avant de traiter les insaturations et les substituants. La fonction principale fournit le suffixe, tandis que les fonctions secondaires sont indiquées par des préfixes.

Explication

Un système cyclique est prioritaire sur une chaîne acyclique pour le choix de la structure principale. Le nombre de carbones intervient après cette priorité structurale, et non avant elle.

Explication

La numérotation favorise d’abord les groupements fonctionnels principaux, ensuite les liaisons multiples et enfin les substituants. Parmi les liaisons multiples, les doubles liaisons ont priorité sur les triples pour l’attribution des indices.

Explication

La présence conjointe d’une double et d’une triple liaison se traduit par la terminaison « -i-én-i’-yne ». Les terminaisons « -i-ène » et « -i-yne » désignent respectivement une double liaison et une triple liaison prises séparément.

Explication

Des isomères ont une formule brute identique, mais leur organisation atomique ou spatiale diffère. Des molécules de formules brutes différentes ne constituent donc pas une paire d’isomères.

Explication

Les isomères de constitution possèdent des enchaînements atomiques différents, alors que les stéréoisomères conservent le même enchaînement et diffèrent par leur arrangement tridimensionnel. La formule brute reste la même dans les deux cas.

Explication

Une isomérie de position correspond au déplacement d’un groupement fonctionnel ou d’un substituant sur le même squelette carboné. Une isomérie de chaîne modifierait le squelette, tandis qu’une isomérie de fonction modifierait la fonction chimique.

Explication

En appliquant $N.I. = \frac{1}{2}(2x+2-y)$ avec $x=5$ et $y=8$, on obtient $N.I. = \frac{1}{2}(10+2-8)=2$. Ce résultat peut correspondre, par exemple, à une triple liaison ou à deux doubles liaisons.

Explication

La représentation de Cram emploie des conventions graphiques pour rendre compte des liaisons dans l’espace et de la géométrie tétraédrique d’un carbone sp3. La formule topologique, elle, simplifie la structure en omettant généralement les carbones et les hydrogènes portés par eux.

Explication

Dans une conformation décalée, les substituants sont davantage éloignés autour de l’axe C–C, ce qui réduit les gênes stériques. Dans une conformation éclipsée, leur alignement augmente au contraire ces interactions défavorables.

Explication

Un carbone asymétrique est hybridé sp3 et lié à quatre substituants différents. Un carbone sp3 portant quatre substituants identiques ne crée pas quatre environnements distincts et n’est donc pas asymétrique.

Explication

Les règles CIP imposent d’abord le classement des quatre substituants par priorité, puis le placement du substituant de priorité 4 à l’arrière afin d’observer le parcours 1→2→3. Le classement repose sur les priorités atomiques et non sur la masse ou la longueur des liaisons.