QCM : Modèle quantique et classification périodique — 64 questions

Questions et réponses du QCM

1. Quelle description caractérise correctement un atome neutre ?

Un noyau central entouré d’un nuage électronique, avec autant de protons que d’électrons
Un noyau central entouré d’un nuage électronique, avec davantage d’électrons que de protons
Un ensemble de neutrons et d’électrons répartis sans noyau central
Un nuage électronique contenant les protons autour d’un noyau dépourvu de neutrons

Un noyau central entouré d’un nuage électronique, avec autant de protons que d’électrons

Explication

Un atome possède un noyau entouré d’électrons, et sa neutralité résulte de l’égalité entre le nombre de protons et d’électrons. Une différence entre ces nombres caractérise plutôt un ion.

2. Quelle répartition des particules correspond à un atome neutre dont le noyau contient ZZ protons et NN neutrons ?

Le noyau contient NN protons et ZZ neutrons, tandis que le nuage contient ZZ électrons
Le noyau contient ZZ protons et NN électrons, tandis que le nuage contient ZZ neutrons
Le noyau contient ZZ neutrons et NN protons, tandis que le nuage contient NN électrons
Le noyau contient ZZ protons et NN neutrons, tandis que le nuage contient ZZ électrons

Le noyau contient $$Z$$ protons et $$N$$ neutrons, tandis que le nuage contient $$Z$$ électrons

Explication

Le noyau rassemble les protons et les neutrons, tandis qu’un atome neutre possède autant d’électrons que de protons, soit ZZ électrons. Le neutron est dépourvu de charge, contrairement au proton et à l’électron.

3. Deux atomes appartiennent-ils au même élément chimique lorsqu’ils ont le même nombre de protons mais des nombres de neutrons différents ?

Non, car des nombres de neutrons différents définissent nécessairement deux éléments chimiques
Oui, car le nombre de protons ZZ définit l’élément tandis que le nombre de neutrons distingue les isotopes
Non, car deux atomes d’un même élément doivent avoir des masses et des charges identiques
Oui, car les isotopes possèdent des nombres identiques de protons et de neutrons

Oui, car le nombre de protons $$Z$$ définit l’élément tandis que le nombre de neutrons distingue les isotopes

Explication

L’identité chimique est déterminée par le nombre de protons ZZ. Des nombres de neutrons différents produisent des isotopes du même élément, et non des éléments distincts.

4. Un atome gagne deux électrons : quelle espèce obtient-on et comment sa charge évolue-t-elle ?

Un cation, car l’excès d’électrons rend la charge positive
Un anion, car l’excès d’électrons rend la charge négative
Un isotope, car le gain d’électrons modifie le nombre de particules du noyau
Un atome neutre, car les électrons supplémentaires ne changent pas la charge

Un anion, car l’excès d’électrons rend la charge négative

Explication

Un gain d’électrons crée un excès de charges négatives et forme un anion. Un cation se forme au contraire lorsqu’une espèce perd des électrons.

5. Quelle distinction décrit correctement les modèles ondulatoire et corpusculaire de la lumière ?

Le modèle ondulatoire décrit une charge électrique, tandis que le modèle corpusculaire décrit un champ gravitationnel
Le modèle ondulatoire concerne les électrons, tandis que le modèle corpusculaire concerne les protons
Le modèle ondulatoire décrit une onde électromagnétique, tandis que le modèle corpusculaire utilise des photons
Le modèle ondulatoire décrit des photons, tandis que le modèle corpusculaire décrit une onde électromagnétique

Le modèle ondulatoire décrit une onde électromagnétique, tandis que le modèle corpusculaire utilise des photons

Explication

Le modèle ondulatoire représente la lumière comme une onde électromagnétique, alors que le modèle corpusculaire l’associe à des photons. Les deux descriptions concernent la lumière, mais elles mobilisent des représentations différentes.

6. Dans le vide, une lumière de longueur d’onde λ=6,00×10−7 m\lambda=6{,}00\times10^{-7}\ \mathrm{m} a-t-elle une fréquence proche de quelle valeur ?

5,00×1014 Hz5{,}00\times10^{14}\ \mathrm{Hz}
1,80×102 Hz1{,}80\times10^{2}\ \mathrm{Hz}
6,00×10−7 Hz6{,}00\times10^{-7}\ \mathrm{Hz}
2,998×108 Hz2{,}998\times10^{8}\ \mathrm{Hz}

$$5{,}00\times10^{14}\ \mathrm{Hz}$$

Explication

La relation c=λνc=\lambda\nu donne ν=cλ=2,998×1086,00×10−7≈5,00×1014 Hz\nu=\frac{c}{\lambda}=\frac{2{,}998\times10^8}{6{,}00\times10^{-7}}\approx5{,}00\times10^{14}\ \mathrm{Hz}. La longueur d’onde est une distance, tandis que la fréquence compte les périodes par seconde.

7. Comment varie l’énergie d’un photon lorsque sa longueur d’onde diminue dans le vide ?

Elle diminue, car E=hcλE=\frac{hc}{\lambda} est directement proportionnelle à λ\lambda
Elle devient nulle, car une longueur d’onde plus courte supprime la fréquence
Elle augmente, car E=hcλE=\frac{hc}{\lambda} est inversement proportionnelle à λ\lambda
Elle reste constante, car tous les photons ont la même énergie dans le vide

Elle augmente, car $$E=\frac{hc}{\lambda}$$ est inversement proportionnelle à $$\lambda$$

Explication

Comme E=hcλE=\frac{hc}{\lambda}, une diminution de λ\lambda entraîne une augmentation de l’énergie du photon. La fréquence augmente également puisque c=λνc=\lambda\nu dans le vide.

8. Quelle relation permet de calculer la longueur d’onde émise par l’hydrogène lors d’une transition de pp vers nn, avec p>np>n ?

λ=RH(1n2+1p2)\lambda=R_H\left(\frac{1}{n^2}+\frac{1}{p^2}\right)
1λ=RH(n2−p2)\frac{1}{\lambda}=R_H\left(n^2-p^2\right)
1λ=RH(1p2−1n2)\frac{1}{\lambda}=R_H\left(\frac{1}{p^2}-\frac{1}{n^2}\right)
1λ=RH(1n2−1p2)\frac{1}{\lambda}=R_H\left(\frac{1}{n^2}-\frac{1}{p^2}\right)

$$\frac{1}{\lambda}=R_H\left(\frac{1}{n^2}-\frac{1}{p^2}\right)$$

Explication

La relation de Rydberg pour une émission entre deux niveaux quantifiés est 1λ=RH(1n2−1p2)\frac{1}{\lambda}=R_H\left(\frac{1}{n^2}-\frac{1}{p^2}\right) avec p>np>n. Cette expression repose sur une transition entre deux niveaux et non sur un spectre continu.

9. Dans le modèle de Bohr, comment l’électron de l’hydrogène change-t-il d’énergie entre deux orbites permises ?

Il change d’orbite sans échange d’énergie avec le rayonnement électromagnétique
Il reste sur une orbite quelconque et modifie seulement son nombre de neutrons
Il varie continûment d’énergie en parcourant toutes les orbites classiques possibles
Il absorbe ou émet un photon lors d’un passage entre deux niveaux d’énergie quantifiés

Il absorbe ou émet un photon lors d’un passage entre deux niveaux d’énergie quantifiés

Explication

Le modèle de Bohr autorise certaines orbites circulaires d’énergies quantifiées, et un changement d’orbite s’accompagne de l’absorption ou de l’émission d’un photon. La description classique d’énergies continues ne correspond pas à ce modèle.

10. Pour l’atome d’hydrogène, que deviennent le rayon et l’énergie lorsque l’électron passe du niveau n=1n=1 au niveau n=2n=2 ?

Le rayon est multiplié par 44 et l’énergie devient moins négative, égale à −E04-\frac{E_0}{4}
Le rayon est divisé par 44 et l’énergie devient plus négative, égale à −4E0-4E_0
Le rayon est multiplié par 22 et l’énergie reste inchangée, égale à −E0-E_0
Le rayon reste constant et l’énergie devient nulle, car l’électron change de niveau

Le rayon est multiplié par $$4$$ et l’énergie devient moins négative, égale à $$-\frac{E_0}{4}$$

Explication

Avec rn=n2a0r_n=n^2a_0, le passage de n=1n=1 à n=2n=2 multiplie le rayon par 44. Avec En=−E0n2E_n=-\frac{E_0}{n^2}, l’énergie devient −E04-\frac{E_0}{4}, donc elle est moins négative.

11. Pour un ion hydrogénoïde de charge nucléaire Z=2Z=2 au niveau n=1n=1, quelle combinaison donne correctement son énergie et son rayon ?

E1=−E04E_1=-\frac{E_0}{4} et r1=2a0r_1=2a_0
E1=−E0E_1=-E_0 et r1=a0r_1=a_0
E1=−2E0E_1=-2E_0 et r1=a04r_1=\frac{a_0}{4}
E1=−4E0E_1=-4E_0 et r1=a02r_1=\frac{a_0}{2}

$$E_1=-4E_0$$ et $$r_1=\frac{a_0}{2}$$

Explication

Les relations hydrogénoïdes sont En=−Z2E0n2E_n=-\frac{Z^2E_0}{n^2} et rn=n2a0Zr_n=\frac{n^2a_0}{Z}. Pour Z=2Z=2 et n=1n=1, elles donnent E1=−4E0E_1=-4E_0 et r1=a02r_1=\frac{a_0}{2}.

12. Que signifie le principe d’incertitude de Heisenberg pour le mouvement d’un électron ?

L’énergie et la masse de l’électron ne peuvent pas être déterminées simultanément.
La position et la vitesse peuvent être mesurées simultanément avec une précision parfaite.
La position et la quantité de mouvement ne peuvent pas être connues simultanément avec une précision parfaite.
La trajectoire de l’électron est connue, mais sa vitesse reste indéterminée.

La position et la quantité de mouvement ne peuvent pas être connues simultanément avec une précision parfaite.

Explication

Le principe d’incertitude interdit une connaissance simultanément parfaite de la position et de la quantité de mouvement, ce qui exclut une trajectoire classique bien définie. Une trajectoire classique exigerait précisément ces informations mécaniques.

13. Une particule possède une quantité de mouvement p=mvp=mv ; quelle longueur d’onde lui associe-t-on selon de Broglie ?

λ=hp\lambda=\frac{h}{p}
λ=ph\lambda=\frac{p}{h}
λ=hmv2\lambda=\frac{h}{mv^2}
λ=hp\lambda=hp

$$\lambda=\frac{h}{p}$$

Explication

La relation de de Broglie associe à une particule de quantité de mouvement pp la longueur d’onde λ=hp\lambda=\frac{h}{p}. La relation p=mvp=mv permet ensuite d’exprimer cette quantité de mouvement en mécanique classique.

14. Quelle grandeur possède une interprétation physique directe pour décrire la probabilité de présence d’un électron ?

La valeur de la quantité de mouvement pp de l’électron
La longueur d’onde λ\lambda associée au mouvement électronique
La fonction d’onde ψ\psi considérée comme une trajectoire
La densité ∣ψ∣2|\psi|^2 associée à la fonction d’onde

La densité $$|\psi|^2$$ associée à la fonction d’onde

Explication

La densité ∣ψ∣2|\psi|^2 représente la probabilité de présence de l’électron dans une région donnée. La fonction d’onde ψ\psi est un objet mathématique qui ne possède pas directement cette interprétation physique.

15. Comment définit-on une orbitale atomique dans le modèle quantique ?

Une région spatiale où la probabilité de présence de l’électron est décrite.
Une surface où la vitesse de l’électron reste constante.
Une trajectoire précise suivie par l’électron autour du noyau.
Un niveau d’énergie dépourvu de représentation spatiale.

Une région spatiale où la probabilité de présence de l’électron est décrite.

Explication

Une orbitale atomique représente spatialement une zone de probabilité de présence de l’électron autour du noyau. Elle ne correspond donc pas à une trajectoire classique précise.

16. Que caractérise principalement le nombre quantique principal nn ?

La sous-couche et la forme géométrique de l’orbitale
La couche quantique et le niveau d’énergie de l’électron
L’orientation de l’orbitale dans l’espace
Le sens du spin propre de l’électron

La couche quantique et le niveau d’énergie de l’électron

Explication

Le nombre quantique principal nn identifie la couche quantique et le niveau d’énergie associé à l’électron. La sous-couche relève de ll, l’orientation de mlm_l et le spin de msm_s.

17. Pour une couche caractérisée par n=3n=3, quelles valeurs le nombre quantique secondaire ll peut-il prendre ?

l=0,1,2l=0,1,2
l=−2,−1,0,1,2l=-2,-1,0,1,2
l=0,1,2,3l=0,1,2,3
l=1,2,3l=1,2,3

$$l=0,1,2$$

Explication

Pour une valeur donnée de nn, le nombre quantique secondaire prend les valeurs entières de 00 à n−1n-1. Ainsi, pour n=3n=3, on obtient l=0,1,2l=0,1,2.

18. À quelle sous-couche correspond la valeur l=2l=2 ?

La sous-couche s
La sous-couche d
La sous-couche p
La sous-couche f

La sous-couche d

Explication

Les valeurs l=0,1,2,3l=0,1,2,3 correspondent respectivement aux sous-couches s, p, d et f. La valeur l=2l=2 désigne donc une sous-couche d.

19. Pour l=2l=2, combien de valeurs différentes le nombre quantique magnétique orbitalaire mlm_l peut-il prendre ?

Deux valeurs, de −2-2 à +2+2
Cinq valeurs, de −2-2 à +2+2
Trois valeurs, de −1-1 à +1+1
Quatre valeurs, de 00 à +3+3

Cinq valeurs, de $$-2$$ à $$+2$$

Explication

Le nombre quantique mlm_l varie par entiers de −l-l à +l+l et possède donc 2l+12l+1 valeurs. Pour l=2l=2, cela donne cinq valeurs : −2,−1,0,+1,+2-2,-1,0,+1,+2.

20. Quelle est l’énergie de l’état fondamental de l’atome d’hydrogène, pour lequel n=1n=1, selon En=−E0n2E_n=-\frac{E_0}{n^2} avec E0=13,60 eVE_0=13,60\ \mathrm{eV} ?

+6,80 eV+6,80\ \mathrm{eV}
+13,60 eV+13,60\ \mathrm{eV}
−6,80 eV-6,80\ \mathrm{eV}
−13,60 eV-13,60\ \mathrm{eV}

$$-13,60\ \mathrm{eV}$$

Explication

En remplaçant nn par 1 dans la relation, on obtient E1=−13,6012=−13,60 eVE_1=-\frac{13,60}{1^2}=-13,60\ \mathrm{eV}. Le signe négatif indique que l’état lié possède une énergie inférieure à celle de l’électron libre.

21. Pourquoi les états de l’atome d’hydrogène ayant le même nombre quantique principal nn sont-ils dits dégénérés ?

Ils ont tous la même valeur de spin et la même orientation orbitale.
Ils possèdent tous la même énergie malgré des nombres quantiques orbitaux différents.
Ils appartiennent à des couches différentes mais ont une énergie voisine.
Ils occupent nécessairement la même position autour du noyau.

Ils possèdent tous la même énergie malgré des nombres quantiques orbitaux différents.

Explication

Dans l’atome d’hydrogène, l’énergie dépend du nombre quantique principal nn ; les états ayant ce même nombre ont donc une énergie identique. Des nombres quantiques orbitaux différents peuvent ainsi correspondre à des états dégénérés.

22. Quelles sont les valeurs possibles du nombre quantique magnétique de spin msm_s pour un électron ?

+12+\frac{1}{2} et −12-\frac{1}{2}
−1,0-1,0 et +1+1
+1+1 et −1-1
00 et 11

$$+\frac{1}{2}$$ et $$-\frac{1}{2}$$

Explication

Le nombre quantique msm_s caractérise le spin de l’électron et possède les deux valeurs +12+\frac{1}{2} et −12-\frac{1}{2}. Le nombre mlm_l, en revanche, décrit l’orientation de l’orbitale.

23. Quel ensemble de nombres quantiques définit complètement une spin-orbitale ?

Le triplet n,l,mln,l,m_l
Le couple n,msn,m_s
Le triplet l,ml,msl,m_l,m_s
Le quadruplet n,l,ml,msn,l,m_l,m_s

Le quadruplet $$n,l,m_l,m_s$$

Explication

Une spin-orbitale est définie par les trois nombres quantiques orbitaux n,l,mln,l,m_l et par le nombre quantique de spin msm_s. Le triplet n,l,mln,l,m_l décrit une orbitale atomique, sans préciser l’état de spin.

24. Quelle factorisation décrit la fonction d’onde d’un électron dans l’atome d’hydrogène ?

ψn,l,ml(r,θ,ϕ)=Rn,l(r)+Yl,ml(θ,ϕ)\psi_{n,l,m_l}(r,\theta,\phi)=R_{n,l}(r)+Y_{l,m_l}(\theta,\phi)
ψn,l,ml(r,θ,ϕ)=Rn,l(r)÷Yl,ml(θ,ϕ)\psi_{n,l,m_l}(r,\theta,\phi)=R_{n,l}(r)\div Y_{l,m_l}(\theta,\phi)
ψn,l,ml(r,θ,ϕ)=Rn,l(r)×Yl,ml(θ,ϕ)\psi_{n,l,m_l}(r,\theta,\phi)=R_{n,l}(r)\times Y_{l,m_l}(\theta,\phi)
ψn,l,ml(r,θ,ϕ)=Rn,l(r)−Yl,ml(θ,ϕ)\psi_{n,l,m_l}(r,\theta,\phi)=R_{n,l}(r)-Y_{l,m_l}(\theta,\phi)

$$\psi_{n,l,m_l}(r,\theta,\phi)=R_{n,l}(r)\times Y_{l,m_l}(\theta,\phi)$$

Explication

La fonction d’onde se sépare en une partie radiale et une partie angulaire par une multiplication. Les opérations d’addition, de soustraction ou de division ne correspondent pas à cette factorisation.

25. Quelle association entre les composantes d’une orbitale et leurs rôles est correcte ?

Les deux parties décrivent uniquement la distance au noyau.
La partie radiale décrit la forme, tandis que la partie angulaire décrit l’extension.
La partie radiale décrit l’extension, tandis que la partie angulaire décrit la forme.
Les deux parties décrivent uniquement l’orientation spatiale.

La partie radiale décrit l’extension, tandis que la partie angulaire décrit la forme.

Explication

La composante radiale dépend de la distance au noyau et détermine l’extension spatiale, alors que la composante angulaire détermine la forme et l’orientation angulaire. Confondre ces rôles inverse précisément leurs fonctions respectives.

26. À valeur de ll fixée, comment évolue l’extension spatiale d’une orbitale lorsque nn augmente ?

Elle devient déterminée par mlm_l.
Elle reste indépendante de nn.
Elle diminue avec nn.
Elle augmente avec nn.

Elle augmente avec $$n$$.

Explication

À nombre quantique azimutal constant, l’extension spatiale augmente lorsque le nombre quantique principal augmente. Le nombre quantique magnétique caractérise l’orientation et ne remplace pas cette règle d’évolution radiale.

27. Quelle description distingue correctement les orbitales ss et pp ?

Les orbitales ss sont sphériques, tandis que les orbitales pp ont deux lobes opposés.
Les orbitales ss et pp possèdent toutes deux quatre lobes séparés.
Les orbitales ss ont deux lobes opposés, tandis que les orbitales pp sont sphériques.
Les orbitales ss et pp sont toutes deux sphériques autour du noyau.

Les orbitales $$s$$ sont sphériques, tandis que les orbitales $$p$$ ont deux lobes opposés.

Explication

Une orbitale s présente une symétrie sphérique, alors qu’une orbitale p possède deux lobes séparés par un plan nodal. L’orientation selon un axe concerne les orbitales p et ne transforme pas les orbitales s en orbitales orientées.

28. Quelle expression définit la charge nucléaire effective ressentie par un électron dans un atome polyélectronique ?

Zeff=Z−σZ_{eff}=Z-\sigma
Zeff=σ−ZZ_{eff}=\sigma-Z
Zeff=Z+σZ_{eff}=Z+\sigma
Zeff=Z×σZ_{eff}=Z\times\sigma

$$Z_{eff}=Z-\sigma$$

Explication

La charge nucléaire effective correspond à la charge nucléaire diminuée par l’écran exercé par les autres électrons. L’ajout ou la multiplication de l’écran ne traduit pas cette réduction de l’attraction nucléaire ressentie.

29. Quelle différence d’évolution des niveaux d’énergie distingue l’atome d’hydrogène d’un atome polyélectronique ?

Dans l’hydrogène, l’énergie dépend de nn et ll, tandis qu’un atome polyélectronique dépend de nn seul.
Dans les deux systèmes, l’énergie dépend de nn, ll et mlm_l de façon identique.
Dans l’hydrogène, l’énergie dépend de nn seul, tandis que dans un atome polyélectronique elle dépend de nn et ll.
Dans l’hydrogène, l’énergie dépend de ll seul, tandis que dans un atome polyélectronique elle dépend de mlm_l seul.

Dans l’hydrogène, l’énergie dépend de $$n$$ seul, tandis que dans un atome polyélectronique elle dépend de $$n$$ et $$l$$.

Explication

L’atome d’hydrogène possède une dégénérescence liée à une énergie dépendant de n seul, alors que l’écran et les interactions entre électrons introduisent une dépendance en n et l. La dépendance en ml ne lève pas cette dégénérescence dans le cadre décrit.

30. Quel classement respecte l’ordre croissant d’énergie des orbitales indiqué pour un atome polyélectronique ?

1s<2p<2s<3p<3s1s<2p<2s<3p<3s
2s<1s<3s<2p<3p2s<1s<3s<2p<3p
1s<2s<2p<3s<3p1s<2s<2p<3s<3p
1s<3s<2s<3p<2p1s<3s<2s<3p<2p

$$1s<2s<2p<3s<3p$$

Explication

Pour une même valeur de n, l’énergie augmente avec l, et pour une même valeur de l, elle augmente avec n, ce qui conduit à l’ordre proposé. Les autres séquences placent notamment des orbitales p avant les orbitales s correspondantes ou inversent des niveaux de n.

31. Que précise une configuration électronique ?

L’arrangement des électrons correspondant nécessairement à l’énergie minimale.
La répartition des électrons dans les orbitales avec le spin de chaque électron.
La forme géométrique des orbitales sans préciser les électrons.
La charge nucléaire effective après l’écran des électrons internes.

La répartition des électrons dans les orbitales avec le spin de chaque électron.

Explication

Une configuration électronique indique comment les électrons sont répartis dans les orbitales et précise leurs spins. L’arrangement d’énergie minimale désigne plus précisément l’état fondamental, qui est une notion distincte.

32. Combien d’électrons une orbitale peut-elle contenir au maximum, et avec quelles orientations de spin ?

Trois électrons, dont deux spins sont opposés.
Deux électrons, dont les spins sont opposés.
Un électron, dont le spin peut prendre deux orientations.
Deux électrons, dont les spins sont parallèles.

Deux électrons, dont les spins sont opposés.

Explication

Le principe d’exclusion de Pauli interdit à deux électrons d’avoir les quatre mêmes nombres quantiques, ce qui limite une orbitale à deux électrons de spins opposés. Des spins parallèles doivent occuper des orbitales différentes lorsqu’elles sont disponibles.

33. Dans un niveau dégénéré, comment répartir les électrons pour obtenir l’état de plus basse énergie avant l’appariement ?

Les placer dans le plus grand nombre d’orbitales possible avec des spins parallèles.
Apparier les électrons dans une orbitale avant d’occuper les orbitales voisines.
Répartir les électrons avec des spins opposés dans toutes les orbitales disponibles.
Placer tous les électrons dans l’orbitale de plus basse orientation magnétique.

Les placer dans le plus grand nombre d’orbitales possible avec des spins parallèles.

Explication

La règle de Hund favorise l’occupation séparée des orbitales dégénérées avec des spins parallèles avant tout appariement. Apparier précocement les électrons augmente l’énergie par rapport à cette répartition parallèle.

34. Lors de la formation d’un cation d’un métal de transition, quelles électrons sont retirés en premier entre les sous-couches 4s4s et 3d3d ?

Les électrons de plus grand nombre magnétique sont retirés en premier.
Les électrons sont retirés simultanément dans les deux sous-couches.
Les électrons 3d3d sont retirés avant les électrons 4s4s.
Les électrons 4s4s sont retirés avant les électrons 3d3d.

Les électrons $$4s$$ sont retirés avant les électrons $$3d$$.

Explication

La formation d’un cation commence par la configuration de l’atome neutre, puis les électrons les plus externes sont retirés, notamment ceux de 4s4s avant ceux de 3d3d. L’ordre de remplissage initial ne suffit donc pas à justifier un retrait prioritaire de 3d3d.

35. Dans quelle direction l’électronégativité augmente-t-elle généralement dans la classification périodique ?

Vers la gauche et vers le bas
Vers la droite et vers le bas
Vers la gauche et vers le haut
Vers la droite et vers le haut

Vers la droite et vers le haut

Explication

L’électronégativité augmente généralement en allant de la gauche vers la droite et du bas vers le haut. Cette tendance est opposée à celle du rayon atomique, qui augmente habituellement vers le bas et vers la gauche.

36. Quelle échelle d’électronégativité, proposée en 1932, est la plus couramment utilisée, avec une valeur de référence de 2,20 pour l’hydrogène ?

L’échelle de Slater
L’échelle d’Allred et Rochow
L’échelle de Mulliken
L’échelle de Pauling

L’échelle de Pauling

Explication

L’échelle de Pauling, proposée en 1932, est l’échelle d’électronégativité la plus couramment employée et attribue à l’hydrogène la valeur χP(H)=2,20\chi_P(\mathrm{H})=2{,}20. Les échelles de Mulliken et d’Allred et Rochow sont des échelles historiques distinctes.

37. Qu’est-ce qui caractérise une liaison covalente ?

La mise en commun de paires d’électrons de valence
L’attraction entre un cation métallique et un réseau d’électrons
Le transfert complet d’électrons de valence entre deux ions
La mise en commun de protons entre deux noyaux atomiques

La mise en commun de paires d’électrons de valence

Explication

Une liaison covalente se forme lorsque deux atomes mettent en commun une ou plusieurs paires d’électrons de valence. Le transfert d’électrons correspond plutôt à la formation d’une liaison ionique.

38. Dans une liaison de coordination, comment sont fournis les électrons du doublet partagé ?

Les deux électrons proviennent de l’atome accepteur
Un électron provient d’un troisième atome voisin
Chaque atome fournit un électron au doublet
Les deux électrons proviennent de l’atome donneur

Les deux électrons proviennent de l’atome donneur

Explication

Dans une liaison de coordination, l’atome donneur fournit les deux électrons du doublet partagé, tandis que l’atome accepteur possède une lacune électronique. Dans une liaison covalente classique, chaque atome contribue généralement à un électron.

39. Que mesure la valence usuelle d’un élément chimique ?

La charge électrique portée par l’ion le plus stable
Le nombre total d’électrons présents dans l’atome neutre
Le nombre de liaisons ou de doublets liants qu’il peut former
Le nombre d’atomes voisins autour de l’atome considéré

Le nombre de liaisons ou de doublets liants qu’il peut former

Explication

La valence correspond au nombre usuel de liaisons chimiques, ou de doublets liants, qu’un élément peut former. Elle se distingue du nombre de coordination, qui compte les atomes liés sans tenir compte de la multiplicité des liaisons.

40. Selon la règle de l’octet, combien de doublets entourent généralement un atome engagé dans des liaisons, et quelle exception concerne l’hydrogène et l’hélium ?

Quatre doublets, tandis que H et He s’entourent de deux doublets
Trois doublets, tandis que H et He s’entourent de deux doublets
Quatre doublets, tandis que H et He s’entourent d’un doublet
Deux doublets, tandis que H et He s’entourent de quatre doublets

Quatre doublets, tandis que H et He s’entourent d’un doublet

Explication

La règle de l’octet décrit un environnement de quatre doublets électroniques autour de nombreux atomes. L’hydrogène et l’hélium suivent la règle du duet et s’entourent d’un seul doublet.

41. Quel principe est au cœur de la théorie VSEPR pour prévoir la disposition des domaines électroniques autour d’un atome central ?

Les noyaux atomiques se placent selon leur masse relative
Les paires électroniques se placent pour maximiser leurs attractions
Les liaisons se forment selon la seule valeur de l’électronégativité
Les paires électroniques se placent pour réduire leurs répulsions

Les paires électroniques se placent pour réduire leurs répulsions

Explication

La théorie VSEPR considère que les paires liantes et non liantes s’arrangent afin de minimiser les répulsions électrostatiques autour de l’atome central. La valeur de l’électronégativité peut influencer certains angles, mais ne constitue pas le principe géométrique fondamental.

42. Dans la notation VSEPR AXmEn\mathrm{AX}_m\mathrm{E}_n, que représentent respectivement mm et nn ?

Le nombre de doublets liants et le nombre d’atomes centraux A
Le nombre d’entités non liantes E et le nombre de ligands X
Le nombre d’atomes centraux A et le nombre de ligands X
Le nombre de ligands X et le nombre d’entités non liantes E

Le nombre de ligands X et le nombre d’entités non liantes E

Explication

Dans AXmEn\mathrm{AX}_m\mathrm{E}_n, mm indique le nombre de ligands X liés à l’atome central A, tandis que nn indique le nombre d’entités non liantes autour de A. Ces entités non liantes peuvent être des doublets libres ou des électrons célibataires.

43. Quelle association entre une formule VSEPR sans entités non liantes et sa géométrie est correcte ?

AX6E0\mathrm{AX}_6\mathrm{E}_0 est linéaire avec un angle de 180∘180^\circ
AX2E0\mathrm{AX}_2\mathrm{E}_0 est linéaire avec un angle de 180∘180^\circ
AX4E0\mathrm{AX}_4\mathrm{E}_0 est trigonale plane avec un angle de 120∘120^\circ
AX3E0\mathrm{AX}_3\mathrm{E}_0 est tétraédrique avec un angle de 109,5∘109{,}5^\circ

$$\mathrm{AX}_2\mathrm{E}_0$$ est linéaire avec un angle de $$180^\circ$$

Explication

Une espèce AX2E0\mathrm{AX}_2\mathrm{E}_0 possède deux domaines liants opposés, ce qui donne une géométrie linéaire à 180∘180^\circ. Les espèces AX3E0\mathrm{AX}_3\mathrm{E}_0, AX4E0\mathrm{AX}_4\mathrm{E}_0 et AX6E0\mathrm{AX}_6\mathrm{E}_0 sont respectivement trigonale plane, tétraédrique et octaédrique.

44. Pourquoi l’angle de liaison diminue-t-il de CH4 à NH3 puis à H2O ?

Parce que les doublets non liants exercent des répulsions plus fortes
Parce que les liaisons deviennent progressivement toutes doubles
Parce que le nombre de noyaux d’hydrogène diminue dans chaque molécule
Parce que l’électronégativité du carbone augmente fortement dans la série

Parce que les doublets non liants exercent des répulsions plus fortes

Explication

Les angles valent respectivement 109,5∘109{,}5^\circ, 107∘107^\circ et 104,5∘104{,}5^\circ, car les doublets non liants repoussent davantage que les doublets liants et compriment les angles. NH3 possède un doublet non liant, tandis que H2O en possède deux.

45. Quelle définition décrit correctement une orbitale moléculaire ?

Une fonction d’onde décrivant la probabilité de présence d’un électron dans toute la molécule
Une combinaison de protons déterminant la répartition des charges dans la molécule
Une région contenant les noyaux et excluant les électrons de la molécule
Une trajectoire circulaire décrivant le déplacement d’un électron autour d’un seul atome

Une fonction d’onde décrivant la probabilité de présence d’un électron dans toute la molécule

Explication

Une orbitale moléculaire est une fonction d’onde qui décrit la probabilité de présence d’un électron sur l’ensemble de la molécule. Une trajectoire autour d’un seul atome correspondrait plutôt à une représentation classique d’une orbitale atomique.

46. Que produit la combinaison linéaire de deux orbitales atomiques, et comment le signe des lobes intervient-il ?

Une seule orbitale moléculaire, liante lorsque les lobes ont des signes opposés
Une orbitale atomique et une orbitale moléculaire, selon l’orientation des noyaux
Deux orbitales moléculaires, l’une liante par recouvrement de même signe et l’autre antiliante par recouvrement de signes opposés
Deux orbitales moléculaires, toutes deux liantes lorsque les lobes ont le même signe

Deux orbitales moléculaires, l’une liante par recouvrement de même signe et l’autre antiliante par recouvrement de signes opposés

Explication

La combinaison de deux orbitales atomiques donne une orbitale moléculaire liante et une antiliante ; les lobes de même signe favorisent la liaison, tandis que les signes opposés conduisent à l’antiliaison. Le recouvrement de signes opposés ne produit donc pas l’orbitale liante.

47. Une espèce chimique qui possède un électron célibataire est-elle paramagnétique ou diamagnétique ?

Diamagnétique, car la présence d’un électron indique une orbitale remplie
Paramagnétique, car tous les électrons sont alors appariés
Paramagnétique, car un électron célibataire est présent
Diamagnétique, car les électrons célibataires ne contribuent pas au magnétisme

Paramagnétique, car un électron célibataire est présent

Explication

Une espèce est paramagnétique dès qu’elle possède au moins un électron célibataire. Le caractère diamagnétique exige au contraire que tous les électrons soient appariés.

48. Une molécule possède 8 électrons dans des orbitales liantes et 2 dans des orbitales antiliantes. Quel est son indice de liaison ?

Nl=4N_l=4
Nl=3N_l=3
Nl=5N_l=5
Nl=2N_l=2

$$N_l=3$$

Explication

La relation Nl=12(n−n∗)N_l=\frac{1}{2}(n-n^*) donne ici Nl=12(8−2)=3N_l=\frac{1}{2}(8-2)=3. Une valeur de 5 correspondrait à une soustraction non divisée par deux.

49. Quelles géométries possède le carbone dans CH4, C2H4 et C2H2, respectivement ?

Tétraédrique, trigonale plane, linéaire
Trigonale plane, tétraédrique, linéaire
Linéaire, trigonale plane, tétraédrique
Tétraédrique, linéaire, trigonale plane

Tétraédrique, trigonale plane, linéaire

Explication

Le carbone de CH4 adopte une géométrie tétraédrique, celui de C2H4 une géométrie trigonale plane et celui de C2H2 une géométrie linéaire. Ces géométries correspondent respectivement aux environnements AX4E0, AX3E0 et AX2E0.

50. Que réalise l’hybridation sp3 du carbone ?

Elle combine une orbitale s et une orbitale p pour former deux orbitales orientées à 180°
Elle combine deux orbitales s et deux orbitales p pour former quatre orbitales orientées à 120°
Elle combine une orbitale s et trois orbitales p pour former quatre orbitales orientées à 109,5°
Elle combine une orbitale s et deux orbitales p pour former trois orbitales orientées à 109,5°

Elle combine une orbitale s et trois orbitales p pour former quatre orbitales orientées à 109,5°

Explication

L’hybridation sp3 utilise une orbitale s et trois orbitales p, produisant quatre orbitales hybrides séparées par des angles d’environ 109,5°. L’association d’une orbitale s et de deux orbitales p décrit plutôt l’hybridation sp2.

51. Quel est le rôle principal des orbitales hybrides dans un atome ?

Décrire la rotation des électrons autour de l’atome sans former de liaison
Orienter les orbitales dans les directions correspondant aux liaisons chimiques
Remplacer les noyaux par des régions de charge négative dans la molécule
Séparer les électrons de valence en groupes indépendants de même énergie

Orienter les orbitales dans les directions correspondant aux liaisons chimiques

Explication

Les orbitales hybrides résultent de la combinaison linéaire d’orbitales atomiques de valence d’un même atome et orientent les orbitales selon les directions des liaisons. Elles ne remplacent pas les noyaux et ne décrivent pas des trajectoires électroniques classiques.

52. Quelle description correspond à l’hybridation sp3 du carbone ?

Une orbitale s et trois orbitales p forment quatre orbitales à 109,5° dans une géométrie tétraédrique
Deux orbitales s et deux orbitales p forment quatre orbitales à 90° dans une géométrie carrée
Une orbitale s et une orbitale p forment deux orbitales à 180° dans une géométrie linéaire
Une orbitale s et deux orbitales p forment trois orbitales à 120° dans une géométrie trigonale plane

Une orbitale s et trois orbitales p forment quatre orbitales à 109,5° dans une géométrie tétraédrique

Explication

L’hybridation sp3 associe une orbitale s à trois orbitales p et produit quatre orbitales hybrides orientées à 109,5°, caractéristique d’une géométrie tétraédrique. La géométrie trigonale plane à 120° correspond à l’hybridation sp2.

53. Que se passe-t-il lors de l’hybridation sp2 du carbone ?

Deux orbitales s et une orbitale p forment trois orbitales à 90°, tandis qu’une orbitale p reste pure
Une orbitale s et deux orbitales p forment trois orbitales à 120°, tandis qu’une orbitale p reste pure
Une orbitale s et trois orbitales p forment quatre orbitales à 109,5°, sans orbitale p restante
Une orbitale s et une orbitale p forment deux orbitales à 180°, tandis que deux orbitales s restent pures

Une orbitale s et deux orbitales p forment trois orbitales à 120°, tandis qu’une orbitale p reste pure

Explication

L’hybridation sp2 produit trois orbitales hybrides coplanaires orientées à 120° et laisse une orbitale p pure disponible. L’hybridation sp3 utilise les trois orbitales p et ne laisse donc pas d’orbitale p pure.

54. Quelle combinaison décrit l’hybridation sp et la constitution des liaisons carbone-carbone ?

Une orbitale s et une orbitale p donnent deux orbitales à 180°, deux orbitales p restant pures ; une triple liaison contient une liaison σ et deux liaisons π
Une orbitale s et trois orbitales p donnent quatre orbitales à 109,5°, sans orbitale p restante ; une triple liaison contient trois liaisons σ
Deux orbitales s et une orbitale p donnent trois orbitales à 90°, une orbitale p restant pure ; une triple liaison contient une liaison σ et une liaison π
Une orbitale s et deux orbitales p donnent trois orbitales à 120°, une orbitale p restant pure ; une triple liaison contient deux liaisons σ et une liaison π

Une orbitale s et une orbitale p donnent deux orbitales à 180°, deux orbitales p restant pures ; une triple liaison contient une liaison σ et deux liaisons π

Explication

L’hybridation sp crée deux orbitales hybrides linéaires à 180° et conserve deux orbitales p pures, qui peuvent former les deux liaisons π d’une triple liaison. Une liaison C≡C comprend donc une liaison σ et deux liaisons π, et non deux liaisons σ.

55. Quelle séquence respecte les étapes de la nomenclature d’une molécule organique ?

Chaîne principale, substituants, fonction principale, insaturations, numérotation, assemblage du nom
Fonction principale, chaîne principale, numérotation, insaturations, substituants, assemblage du nom
Substituants, chaîne principale, numérotation, fonction principale, assemblage du nom, insaturations
Fonction principale, insaturations, chaîne principale, substituants, numérotation, assemblage du nom

Fonction principale, chaîne principale, numérotation, insaturations, substituants, assemblage du nom

Explication

La nomenclature suit cette progression : fonction principale, chaîne principale, numérotation, insaturations, substituants, puis assemblage du nom. Commencer par les substituants ou modifier l’ordre empêche d’appliquer correctement les priorités de dénomination.

56. Lorsqu’il faut choisir la chaîne principale d’une molécule organique, quel critère doit être appliqué en priorité parmi les suivants ?

Inclure les groupements fonctionnels principaux dans la chaîne retenue
Retenir la chaîne ayant le moins de liaisons multiples pour simplifier le nom
Choisir la chaîne qui porte le plus grand nombre de substituants alkyles
Privilégier une chaîne acyclique même si un système cyclique est présent

Inclure les groupements fonctionnels principaux dans la chaîne retenue

Explication

La chaîne principale doit contenir les groupements fonctionnels principaux, puis satisfaire les autres critères de sélection. Le nombre de substituants ou la simplification du nom ne remplace pas cette priorité.

57. Comment attribue-t-on les indices lors de la numérotation d’une chaîne principale contenant une fonction principale, une double liaison et un substituant ?

On donne les indices les plus bas à la fonction principale, puis à la liaison multiple, puis au substituant
On donne les indices les plus bas à la double liaison, puis au substituant, puis à la fonction principale
On choisit le sens qui produit la somme totale d’indices la plus faible, sans priorité particulière
On donne les indices les plus bas au substituant, puis à la double liaison, puis à la fonction principale

On donne les indices les plus bas à la fonction principale, puis à la liaison multiple, puis au substituant

Explication

La numérotation privilégie d’abord les groupements fonctionnels principaux, ensuite les liaisons multiples, puis les substituants. Le substituant ne peut donc pas recevoir la priorité sur la fonction principale.

58. Quelle définition caractérise correctement deux isomères ?

Ils possèdent la même formule brute et une structure nécessairement superposable
Ils possèdent la même formule brute et des structures différentes
Ils possèdent des masses molaires différentes et un même enchaînement atomique
Ils possèdent des formules brutes différentes et une structure identique

Ils possèdent la même formule brute et des structures différentes

Explication

Les isomères ont une formule brute identique, mais leur structure diffère par l’enchaînement atomique ou la disposition spatiale. Des formules brutes différentes ne correspondent donc pas à une paire d’isomères.

59. Quelle distinction entre isomères de constitution et stéréoisomères est correcte ?

Les premiers diffèrent par l’enchaînement atomique, les seconds par l’arrangement tridimensionnel
Les premiers diffèrent par l’arrangement tridimensionnel, les seconds par la formule brute
Les premiers se distinguent par leur masse, les seconds par leurs groupements fonctionnels
Les premiers ont des formules brutes différentes, les seconds ont des structures identiques

Les premiers diffèrent par l’enchaînement atomique, les seconds par l’arrangement tridimensionnel

Explication

Les isomères de constitution possèdent un enchaînement atomique différent, tandis que les stéréoisomères conservent cet enchaînement et changent leur arrangement dans l’espace. Une différence de formule brute ne définit aucune de ces deux catégories.

60. Pour un hydrocarbure acyclique de formule brute C6H10\mathrm{C}_{6}\mathrm{H}_{10}, combien d’insaturations possède-t-il ?

Deux insaturations
Quatre insaturations
Trois insaturations
Une insaturation

Deux insaturations

Explication

La formule donne N.I.=12(2×6+2−10)=2N.I. = \frac{1}{2}(2\times6+2-10)=2. Une triple liaison, par exemple, correspondrait à deux insaturations, tandis qu’une double liaison n’en représenterait qu’une.

61. Comment une conformation peut-elle changer sans transformer la molécule en un autre composé de configuration différente ?

Par rotation autour d’une ou plusieurs liaisons σ sans rupture de liaison
Par changement de formule brute accompagné d’une nouvelle hybridation
Par échange des noyaux atomiques entre deux molécules voisines
Par rupture d’une liaison σ suivie de la formation d’une liaison π

Par rotation autour d’une ou plusieurs liaisons σ sans rupture de liaison

Explication

Une conformation résulte d’une rotation autour de liaisons σ sans rupture de liaison, ce qui permet plusieurs conformères d’une même molécule. Une rupture de liaison correspondrait à une transformation chimique plutôt qu’à une simple variation conformationnelle.

62. Pourquoi la conformation éclipsée d’une liaison C–C est-elle moins stable que la conformation décalée ?

Parce qu’elle transforme le carbone tétraédrique en centre dépourvu de substituants
Parce qu’elle possède une liaison C–C plus courte et une formule brute différente
Parce que ses substituants sont séparés par la distance maximale autour de l’axe C–C
Parce que ses substituants sont alignés et produisent davantage d’encombrement stérique

Parce que ses substituants sont alignés et produisent davantage d’encombrement stérique

Explication

Dans une conformation éclipsée, les substituants de deux carbones consécutifs s’alignent selon l’axe C–C, ce qui augmente l’encombrement stérique. La conformation décalée les éloigne davantage et est donc plus stable.

63. Quelle propriété décrit une conformation décalée autour d’une liaison C–C ?

Les substituants des deux carbones sont à distance maximale et la structure est plus stable
Les substituants sont supprimés par rotation et la liaison C–C devient polaire
Les substituants changent d’ordre de priorité et le carbone devient asymétrique
Les substituants des deux carbones sont alignés et la structure est moins stable

Les substituants des deux carbones sont à distance maximale et la structure est plus stable

Explication

La conformation décalée éloigne au maximum les substituants portés par deux carbones consécutifs, ce qui réduit l’encombrement stérique et augmente la stabilité. L’alignement des substituants caractérise au contraire la conformation éclipsée.

64. Quelle condition permet d’identifier un carbone comme asymétrique ?

Il est hybridé sp3 et porte quatre substituants de nature différente
Il est hybridé sp3 et porte deux substituants identiques ainsi que deux hydrogènes
Il est hybridé sp2 et porte trois substituants de nature différente
Il appartient à une double liaison et porte quatre électrons de valence disponibles

Il est hybridé sp3 et porte quatre substituants de nature différente

Explication

Un carbone asymétrique est un carbone sp3 lié à quatre substituants de nature différente. La présence d’une hybridation sp2 ou de substituants identiques ne satisfait pas cette définition.

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Qu'est-ce qu'un atome ?

Le constituant fondamental de la matière avec un noyau et un nuage électronique.

Que contient le noyau d'un atome ?

Z protons chargés +e et N neutrons sans charge.

Que contient le nuage électronique d'un atome neutre ?

Z électrons chargés −e.

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