QCM : Modèle quantique et propriétés atomiques (45 questions)

Questions et réponses du QCM

1. Que permet d’étudier la spectroscopie en analysant la lumière émise par des éléments excités par chauffage ou décharge électrique ?

La composition chimique de l’air ambiant uniquement
Des informations sur le monde microscopique
La température exacte de toute source lumineuse
La vitesse de déplacement des éléments excités

Des informations sur le monde microscopique

Explication

L’analyse de cette lumière fournit des informations sur le monde microscopique. Elle ne mesure pas directement la vitesse de déplacement des éléments, qui est une autre propriété physique.

2. Quelle caractéristique distingue un spectre de raies de la lumière blanche décomposée par un prisme ?

Il forme une succession continue de couleurs semblable à un arc-en-ciel.
Il présente un nombre limité de raies colorées propres à l’élément émetteur.
Il contient des raies dont la couleur varie avec la largeur de la fente.
Il présente les mêmes couleurs pour tous les éléments émetteurs.

Il présente un nombre limité de raies colorées propres à l’élément émetteur.

Explication

Un spectre de raies comporte un nombre limité de raies de couleurs déterminées, caractéristiques de l’élément qui les émet. Un spectre continu, au contraire, ressemble à un arc-en-ciel et n’est pas propre à un élément donné.

3. Quelle description définit une onde électromagnétique ?

Une oscillation de matière qui transporte une charge électrique sans transférer d’énergie.
Une vibration mécanique qui se propage uniquement dans un milieu matériel.
Une suite de champs électriques et magnétiques parallèles qui reste localisée dans l’espace.
Une radiation de champs électriques et magnétiques oscillants perpendiculairement, qui transporte de l’énergie.

Une radiation de champs électriques et magnétiques oscillants perpendiculairement, qui transporte de l’énergie.

Explication

Une onde électromagnétique est constituée de champs électriques et magnétiques oscillants perpendiculairement l’un à l’autre et transporte de l’énergie. Une onde mécanique, contrairement à elle, nécessite un milieu matériel pour se propager.

4. À quelle vitesse les ondes électromagnétiques se déplacent-elles dans le vide, quelle que soit leur fréquence ?

À une vitesse qui augmente avec la fréquence de chaque onde.
Environ 150 000 kilomètres par seconde, soit la moitié de la vitesse lumineuse.
Environ 300 000 kilomètres par heure, la vitesse d’une onde sonore.
Environ 300 000 kilomètres par seconde, la vitesse de la lumière.

Environ 300 000 kilomètres par seconde, la vitesse de la lumière.

Explication

Dans le vide, toutes les ondes électromagnétiques se déplacent à environ 300 000 kilomètres par seconde. La fréquence ne rend pas cette vitesse différente d’une onde électromagnétique à l’autre dans le vide.

5. Une onde lumineuse a une longueur d’onde de 6,0×10−76{,}0 \times 10^{-7} m et se propage dans le vide à 3,0×1083{,}0 \times 10^8 m/s. Quelle fréquence découle de la relation c=λνc = \lambda \nu ?

1,8×1021{,}8 \times 10^2 Hz
2,0×10−152{,}0 \times 10^{-15} Hz
5,0×10145{,}0 \times 10^{14} Hz
1,8×10151{,}8 \times 10^{15} Hz

$$5{,}0 \times 10^{14}$$ Hz

Explication

En isolant la fréquence, on obtient ν=c/λ=5,0×1014\nu = c/\lambda = 5{,}0 \times 10^{14} Hz. La multiplication de la vitesse par la longueur d’onde ne donne pas la fréquence, car la relation exige leur quotient.

6. Quelle idée Max Planck propose-t-il en 1900 au sujet de l’énergie du rayonnement ?

Elle est transportée par des électrons expulsés de la surface des métaux.
Elle dépend de la longueur d’onde, mais ne peut pas être absorbée par paquets.
Elle est échangée comme un flux continu dont la valeur varie sans discontinuité.
Elle est émise ou absorbée sous forme de paquets appelés quanta.

Elle est émise ou absorbée sous forme de paquets appelés quanta.

Explication

Planck propose en 1900 que le rayonnement échange de l’énergie sous forme de quanta. L’expulsion d’électrons d’un métal relève de l’effet photoélectrique, que cette proposition ne décrit pas à elle seule.

7. Quelle contribution Albert Einstein apporte-t-il en 1905 à l’explication de l’effet photoélectrique ?

Il applique la quantification de l’énergie et décrit la lumière comme un flux de photons.
Il définit le photon comme une oscillation électrique sans énergie transportée.
Il attribue l’éjection des électrons à l’échauffement du métal par toute lumière incidente.
Il introduit les quanta et affirme que l’énergie lumineuse est toujours continue.

Il applique la quantification de l’énergie et décrit la lumière comme un flux de photons.

Explication

Einstein applique la quantification de l’énergie à l’effet photoélectrique et décrit la lumière comme un flux de photons. L’idée des quanta est proposée par Planck, mais Einstein l’applique ici à l’interaction entre lumière et métal.

8. Que désigne l’effet photoélectrique lorsqu’une surface métallique est éclairée ?

L’émission de photons par le métal après absorption d’électrons.
La séparation des couleurs lumineuses par la surface du métal.
L’éjection d’électrons du métal sous l’action de la lumière.
L’échauffement du métal sans émission de particules chargées.

L’éjection d’électrons du métal sous l’action de la lumière.

Explication

L’effet photoélectrique est l’éjection d’électrons d’un métal exposé à la lumière. Un simple échauffement sans émission d’électrons ne correspond donc pas à la définition de cet effet.

9. Une lumière éclaire un métal pendant longtemps avec une forte intensité, mais sa fréquence reste sous la fréquence seuil du métal. Que se passe-t-il ?

Des électrons sont émis, car une forte intensité compense la fréquence trop basse.
Aucun électron n’est émis, car la fréquence incidente n’atteint pas le seuil.
Le métal émet des photons, car la fréquence seuil concerne la lumière réfléchie.
Des électrons sont émis après une durée suffisante, même sous la fréquence seuil.

Aucun électron n’est émis, car la fréquence incidente n’atteint pas le seuil.

Explication

L’émission d’électrons exige que la fréquence incidente atteigne la fréquence seuil; l’intensité et la durée ne peuvent pas compenser une fréquence trop basse. Une forte intensité augmente l’éclairage, mais ne remplace pas la condition de fréquence.

10. Quelle description rend compte de la dualité de la lumière ?

Elle se comporte comme une onde dans certaines expériences et comme un flux de photons dans d’autres.
Elle se comporte comme une onde dans toutes les expériences et comme un flux de photons dans aucune.
Elle se comporte comme un flux de photons dans certaines expériences et comme une particule matérielle dans d’autres.
Elle alterne entre une onde sonore et un flux de photons selon le milieu traversé.

Elle se comporte comme une onde dans certaines expériences et comme un flux de photons dans d’autres.

Explication

La lumière présente un comportement ondulatoire dans certaines expériences et corpusculaire, sous forme de photons, dans d’autres. La traiter comme une onde dans toutes les expériences écarterait à tort son comportement corpusculaire.

11. Pour étudier une expérience révélant un comportement particulier de la lumière, comment choisir entre les modèles ondulatoire et corpusculaire ?

Choisir le modèle adapté à l’expérience, puisqu’un modèle unique ne représente pas toute la complexité de la lumière.
Choisir le modèle corpusculaire, puisque le modèle ondulatoire ne décrit pas les expériences lumineuses.
Conserver un modèle unique pour toutes les expériences, en changeant seulement les propriétés attribuées à la lumière.
Choisir le modèle ondulatoire, puisque le modèle corpusculaire ne décrit pas les expériences lumineuses.

Choisir le modèle adapté à l’expérience, puisqu’un modèle unique ne représente pas toute la complexité de la lumière.

Explication

Le modèle ondulatoire ou corpusculaire doit être choisi selon l’expérience, car aucun modèle unique ne rend compte de toute la complexité de la lumière. Conserver un seul modèle pour toutes les expériences contredit cette nécessité d’adaptation.

12. Quelle proposition caractérise le modèle atomique de Bohr proposé en 1913 ?

Il décrit l’atome d’hydrogène et explique son spectre de raies.
Il décrit l’atome d’hydrogène et explique la formation de ses molécules.
Il décrit les noyaux atomiques et explique leurs spectres de raies.
Il décrit les atomes à plusieurs électrons et explique leurs spectres continus.

Il décrit l’atome d’hydrogène et explique son spectre de raies.

Explication

En 1913, Niels Bohr propose un modèle quantique de l’atome d’hydrogène qui rend compte de son spectre de raies. L’appliquer aux atomes à plusieurs électrons attribuerait au modèle une portée qu’il n’a pas.

13. Dans le modèle de Bohr, quelles trajectoires sont attribuées à l’électron de l’hydrogène ?

Certaines orbites circulaires déterminées, repérées de n=0n=0 à n=6n=6 ou de K à Q.
Certaines orbites circulaires déterminées, repérées de n=1n=1 à n=7n=7 ou de K à Q.
Des orbites elliptiques déterminées, repérées de n=1n=1 à n=7n=7 ou de K à Q.
Des orbites circulaires choisies au hasard, repérées de n=1n=1 à n=7n=7 ou de K à Q.

Certaines orbites circulaires déterminées, repérées de $$n=1$$ à $$n=7$$ ou de K à Q.

Explication

Le modèle de Bohr attribue à l’électron des orbites circulaires déterminées, indiquées par les nombres n=1n=1 à n=7n=7 ou par les lettres K à Q. Des orbites elliptiques ne correspondent pas à la description donnée pour ce modèle.

14. Dans le modèle de Bohr, comment distinguer l’état fondamental de l’hydrogène des états excités ?

n=1n=1 est l’état fondamental, tandis que les niveaux n>1n>1 sont des états excités.
n=1n=1 est un état excité, tandis que les niveaux n>1n>1 sont l’état fondamental.
n=1n=1 et les niveaux n>1n>1 sont tous des états fondamentaux.
n=1n=1 et les niveaux n>1n>1 sont tous des états excités.

$$n=1$$ est l’état fondamental, tandis que les niveaux $$n>1$$ sont des états excités.

Explication

L’état fondamental de l’hydrogène correspond à n=1n=1, alors que les niveaux supérieurs sont des états excités. Inverser ces catégories confond le niveau de plus basse énergie avec les niveaux excités.

15. Un électron excité de l’hydrogène passe à un niveau d’énergie inférieur : que se produit-il ?

Il absorbe un photon dont l’énergie égale la somme des deux niveaux.
Il absorbe un photon dont l’énergie égale la différence entre les deux niveaux.
Il émet un photon dont l’énergie égale la différence entre les deux niveaux.
Il émet un photon dont l’énergie égale la somme des deux niveaux.

Il émet un photon dont l’énergie égale la différence entre les deux niveaux.

Explication

Lorsqu’il retombe vers un niveau inférieur, l’électron émet un photon d’énergie égale à la différence entre les niveaux. L’absorption d’un photon correspondrait au processus opposé, associé à une transition vers un niveau supérieur.

16. Quelle limite caractérise le modèle de Bohr lorsqu’on l’applique à des atomes autres que l’hydrogène ?

Il explique précisément le spectre d’émission de l’hydrogène, mais ne s’applique pas aux atomes à plusieurs électrons.
Il explique précisément les spectres d’émission des atomes à plusieurs électrons, mais pas celui de l’hydrogène.
Il explique le spectre d’absorption de l’hydrogène, mais ne décrit pas son spectre d’émission.
Il décrit les atomes à plusieurs électrons avec moins de précision que l’hydrogène, tout en expliquant leurs spectres.

Il explique précisément le spectre d’émission de l’hydrogène, mais ne s’applique pas aux atomes à plusieurs électrons.

Explication

Le modèle de Bohr explique avec précision le spectre d’émission de l’hydrogène, mais ne s’applique pas aux atomes comportant plusieurs électrons. L’étendre aux atomes à plusieurs électrons contredit cette limite explicitement établie.

17. Pour une particule de faible masse, que stipule le principe d’incertitude de Heisenberg concernant sa position et sa vitesse ?

On peut connaître précisément la vitesse, mais pas la position, quelle que soit la mesure.
On peut connaître simultanément les deux avec précision si la mesure est répétée.
On peut connaître précisément la position, mais pas la vitesse, quelle que soit la mesure.
On ne peut pas connaître simultanément les deux avec précision.

On ne peut pas connaître simultanément les deux avec précision.

Explication

Le principe interdit de connaître simultanément avec précision la position et la vitesse d’une particule de faible masse. Il ne privilégie pas la détermination précise de la position plutôt que celle de la vitesse, ni l’inverse.

18. Quelle proposition Louis de Broglie formule-t-il en 1924 au sujet des particules en mouvement ?

Une particule en mouvement perd ses propriétés corpusculaires.
Seules les particules chargées peuvent être associées à une onde.
Toute particule en mouvement émet une onde lumineuse mesurable.
Toute particule en mouvement peut être associée à une onde.

Toute particule en mouvement peut être associée à une onde.

Explication

De Broglie propose d’associer une onde à toute particule en mouvement. L’idée que seules les particules chargées sont concernées restreint à tort cette proposition.

19. Quelle description rend compte de la dualité de la matière pour un électron ?

Il possède une nature ondulatoire, contrairement aux autres particules de matière.
Il alterne entre une nature ondulatoire et une nature corpusculaire selon sa vitesse.
Il est corpusculaire, tandis que son déplacement produit une onde distincte.
Il possède des propriétés ondulatoires et corpusculaires.

Il possède des propriétés ondulatoires et corpusculaires.

Explication

L’électron, comme toute particule de matière, possède à la fois des propriétés ondulatoires et corpusculaires. La dualité ne signifie pas qu’il abandonne l’une de ces propriétés lorsqu’une autre devient manifeste.

20. Que désigne une orbitale dans le modèle ondulatoire de l’atome ?

Un niveau d’énergie qui indique la distance exacte de l’électron au noyau.
Une région autour du noyau où la probabilité de trouver un électron est grande.
Une trajectoire définie autour du noyau que l’électron parcourt à énergie constante.
Une couche sphérique où la vitesse de l’électron est la plus élevée.

Une région autour du noyau où la probabilité de trouver un électron est grande.

Explication

Une orbitale est une région de l’espace autour du noyau où la probabilité de présence de l’électron est grande. Une trajectoire définie correspond plutôt à la représentation de l’orbite dans le modèle de Bohr.

21. Quelle caractéristique distingue le modèle atomique ondulatoire développé par Schrödinger ?

Il attribue aux électrons une énergie identique, quelle que soit leur orbitale.
Il remplace la quantification de l’énergie par une variation continue des niveaux.
Il décrit l’électron par une orbite déterminée tout en conservant la quantification de l’énergie.
Il repose sur la mécanique ondulatoire tout en conservant la quantification de l’énergie.

Il repose sur la mécanique ondulatoire tout en conservant la quantification de l’énergie.

Explication

Le modèle de Schrödinger est fondé sur la mécanique ondulatoire et conserve la quantification de l’énergie. La mécanique ondulatoire ne supprime donc pas les niveaux énergétiques quantifiés.

22. Que fournit la résolution de l’équation présentée par Schrödinger en 1926 ?

Des trajectoires précises appelées orbitales, associées à une énergie électronique continue.
Des fonctions d’onde appelées orbitales, associées à des valeurs particulières de l’énergie électronique.
Des niveaux d’énergie particuliers, sans fonction décrivant l’électron dans l’espace.
Des fonctions d’onde appelées orbitales, indépendantes de l’énergie de l’électron.

Des fonctions d’onde appelées orbitales, associées à des valeurs particulières de l’énergie électronique.

Explication

La résolution de l’équation de Schrödinger fournit des fonctions d’onde appelées orbitales, associées à des valeurs particulières de l’énergie électronique. Ces orbitales ne sont pas des trajectoires précises de l’électron.

23. Dans le modèle quantique, à quoi servent les nombres quantiques associés à l’orbitale d’un électron ?

À établir la charge du noyau et le nombre de protons de l’atome.
À mesurer sa vitesse instantanée et sa trajectoire exacte autour du noyau.
À fixer son état énergétique sans renseigner sur sa région de présence.
À déterminer son état énergétique et sa région probable de présence.

À déterminer son état énergétique et sa région probable de présence.

Explication

Les nombres quantiques associés à l’orbitale déterminent l’état énergétique de l’électron et sa région probable de présence. Ils ne décrivent pas une trajectoire exacte autour du noyau.

24. Pour une orbitale donnée par son nombre quantique principal nn, quelles propriétés ce nombre caractérise-t-il ?

La forme de l’orbitale et le nombre d’électrons qu’elle contient.
L’orientation de l’orbitale et le sens du spin électronique.
La forme de l’orbitale et son orientation dans l’espace.
La taille de l’orbitale et l’énergie de l’électron.

La taille de l’orbitale et l’énergie de l’électron.

Explication

Le nombre quantique principal nn prend des valeurs entières positives et caractérise la taille de l’orbitale ainsi que l’énergie de l’électron. La forme de l’orbitale est définie par le nombre quantique secondaire ll.

25. Si le nombre quantique principal vaut n=3n=3, quelles valeurs le nombre quantique secondaire ll peut-il prendre ?

1,2,31, 2, 3
0,1,20, 1, 2
−2,−1,0,1,2-2, -1, 0, 1, 2
0,1,2,30, 1, 2, 3

$$0, 1, 2$$

Explication

Pour une valeur donnée de nn, le nombre ll prend les valeurs entières de 00 à n−1n-1; pour n=3n=3, il peut donc valoir 00, 11 ou 22. L’intervalle comprenant 33 lui-même dépasse la limite permise.

26. Pour une orbitale dont le nombre quantique secondaire vaut l=2l=2, quelles valeurs le nombre quantique magnétique mm peut-il prendre ?

0,1,20, 1, 2
−3,−2,−1,0,1,2,3-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3
−1,0,1-1, 0, 1
−2,−1,0,1,2-2, -1, 0, 1, 2

$$-2, -1, 0, 1, 2$$

Explication

Le nombre quantique magnétique prend les valeurs entières comprises entre −l-l et +l+l; pour l=2l=2, il définit ainsi cinq orientations possibles. L’intervalle de −1-1 à +1+1 correspondrait à une valeur de ll égale à 1.

27. Quelles valeurs le nombre quantique de spin ss peut-il prendre pour un électron ?

+1+1 ou −1-1
Toute valeur comprise entre −1-1 et +1+1
+12+\frac{1}{2} ou −12-\frac{1}{2}
00 ou 11

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

Explication

Le spin électronique ne peut prendre que les deux valeurs +12+\frac{1}{2} et −12-\frac{1}{2}. Les valeurs entières proposées ne correspondent pas aux valeurs autorisées pour ce nombre quantique.

28. Quelles données permettent de caractériser de manière univoque un électron dans un atome ?

Les nombres quantiques nn, ll et mm, sans le spin
Le nombre quantique principal et le nombre d’électrons de l’atome
Les quatre nombres quantiques nn, ll, mm et ss
Le type de sous-couche et l’orientation de l’orbitale

Les quatre nombres quantiques $$n$$, $$l$$, $$m$$ et $$s$$

Explication

La caractérisation univoque d’un électron repose sur les quatre nombres quantiques nn, ll, mm et ss. Les trois premiers ne suffisent pas, car ils ne distinguent pas les deux états de spin possibles.

29. Que décrit la configuration électronique d’un atome ?

Les orbitales sous forme de cases et les spins sous forme de flèches
L’ordre de succession des éléments dans le tableau périodique
Les orbitales occupées et le nombre d’électrons dans chacune
Les seules orbitales de valence et leur orientation dans l’espace

Les orbitales occupées et le nombre d’électrons dans chacune

Explication

La configuration électronique énumère les orbitales occupées et leur effectif électronique. Les cases et les flèches relèvent plutôt de la représentation graphique appelée diagramme électronique.

30. Quelle contrainte le principe d’exclusion de Pauli impose-t-il aux électrons d’un même atome ?

Deux électrons d’une sous-couche doivent avoir des spins identiques
Deux électrons ne peuvent occuper une même couche principale
Deux électrons doivent occuper des orbitales de niveaux d’énergie différents
Deux électrons ne peuvent avoir simultanément les mêmes quatre nombres quantiques

Deux électrons ne peuvent avoir simultanément les mêmes quatre nombres quantiques

Explication

Le principe de Pauli interdit à deux électrons d’un même atome d’avoir les mêmes valeurs de nn, ll, mm et ss. Il n’interdit pas à deux électrons d’occuper une même orbitale, à condition que leurs spins soient opposés.

31. Deux électrons occupent la même orbitale : quelle disposition de leurs spins est permise ?

Des spins opposés, avec jusqu’à trois électrons dans l’orbitale
Des spins parallèles, avec au plus deux électrons dans l’orbitale
Des spins parallèles, avec jusqu’à trois électrons dans l’orbitale
Des spins opposés, avec au plus deux électrons dans l’orbitale

Des spins opposés, avec au plus deux électrons dans l’orbitale

Explication

Une orbitale peut accueillir au maximum deux électrons, et ceux-ci doivent avoir des spins opposés. Des spins parallèles peuvent concerner des électrons célibataires dans des orbitales distinctes, mais pas une paire dans la même orbitale.

32. Dans une sous-couche comportant plusieurs orbitales de même énergie, comment la règle de Hund prévoit-elle leur occupation initiale ?

Occuper d’abord l’orbitale de plus haute énergie avec deux électrons
Placer un électron de même spin dans chaque orbitale avant de former des paires
Remplir une orbitale avec deux spins opposés avant d’occuper les autres
Placer un électron de spin opposé dans chaque orbitale avant tout appariement

Placer un électron de même spin dans chaque orbitale avant de former des paires

Explication

La règle de Hund prévoit que les orbitales d’une sous-couche reçoivent d’abord chacune un électron de même spin, puis que les électrons s’apparient. Remplir une seule orbitale avant les autres ne respecte pas cette répartition initiale.

33. Quels électrons sont définis comme les électrons de valence ?

Ceux qui possèdent le spin +12+\frac{1}{2} dans la couche externe
Ceux qui occupent les orbitales de nombre quantique principal nn le plus élevé
Ceux qui occupent les orbitales de plus faible énergie de l’atome
Ceux qui occupent toutes les sous-couches de type dd de l’atome

Ceux qui occupent les orbitales de nombre quantique principal $$n$$ le plus élevé

Explication

Les électrons de valence occupent les orbitales associées au plus grand nombre quantique principal nn de l’atome. Les électrons dd des métaux de transition peuvent appartenir à la couche précédente et ne définissent donc pas à eux seuls les électrons de valence.

34. Quel critère ordonne les éléments dans le tableau périodique actuel ?

La masse atomique croissante, qui correspond à la masse totale des particules du noyau
Le nombre d’électrons de valence croissant, qui détermine les propriétés chimiques
Le nombre de couches électroniques croissant, qui situe les éléments dans les périodes
Le numéro atomique croissant, qui correspond au nombre de protons du noyau

Le numéro atomique croissant, qui correspond au nombre de protons du noyau

Explication

Le tableau périodique actuel classe les éléments selon leur numéro atomique croissant, égal au nombre de protons du noyau. La masse atomique croissante caractérisait la classification proposée en 1869, et non le critère actuel.

35. Un élément dont la couche de valence a pour nombre quantique principal n=4n=4 se trouve dans quelle période ?

Dans la période déterminée par le nombre total d’électrons de l’atome
Dans la quatrième période, car la période correspond à nn pour la couche de valence
Dans la période correspondant au nombre d’électrons de valence de l’élément
Dans le quatrième groupe, car le groupe correspond à nn pour la couche de valence

Dans la quatrième période, car la période correspond à $$n$$ pour la couche de valence

Explication

Le numéro de période correspond au nombre quantique principal de la couche de valence, donc n=4n=4 indique la quatrième période. Le groupe, contrairement à la période, rassemble des éléments aux propriétés chimiques semblables.

36. Un élément dont la dernière sous-couche occupée est une sous-couche dd appartient à quel bloc du tableau périodique ?

Au bloc pp, défini par la période de l’élément
Au bloc ff, défini par la charge nucléaire de l’atome
Au bloc ss, défini par le nombre d’électrons de valence
Au bloc dd, défini par la dernière sous-couche occupée

Au bloc $$d$$, défini par la dernière sous-couche occupée

Explication

Les quatre blocs sont définis par la dernière sous-couche occupée, et une sous-couche dd situe l’élément dans le bloc dd. La période dépend du nombre quantique principal de la couche de valence, pas du type de bloc.

37. Pourquoi les éléments d’un même groupe ont-ils généralement des propriétés chimiques semblables ?

Ils occupent la même période et possèdent le même nombre de couches électroniques
Ils ont la même masse atomique et la même dernière sous-couche occupée
Ils ont la même configuration électronique de valence et le même nombre d’électrons de valence
Ils ont le même nombre total d’électrons et la même charge nucléaire

Ils ont la même configuration électronique de valence et le même nombre d’électrons de valence

Explication

Les éléments d’un même groupe partagent la même configuration électronique de valence et le même nombre d’électrons de valence, ce qui explique leurs propriétés chimiques semblables. Les éléments d’un même groupe n’ont pas nécessairement le même nombre de couches électroniques, qui est lié à la période.

38. Comment définit-on le rayon covalent de deux atomes liés par une liaison covalente ?

Comme la distance entre les centres d’atomes voisins dans un réseau cristallin
Comme la distance entre les noyaux d’un atome isolé et d’un électron partagé
Comme la moitié de la distance minimale entre leurs centres lorsqu’ils ne sont pas liés
Comme la moitié de la distance entre leurs centres

Comme la moitié de la distance entre leurs centres

Explication

Le rayon covalent est défini comme la moitié de la distance entre les centres de deux atomes reliés par une liaison covalente. La distance minimale entre des atomes non liés sert plutôt à définir le rayon de van der Waals.

39. Quelle distance permet de définir le rayon de van der Waals entre deux atomes non liés ?

La moitié de la distance minimale entre leurs centres
La moitié de la distance entre leurs centres lorsqu’ils sont liés par covalence
La moitié de la distance entre le noyau et la couche de valence d’un atome
La distance entre deux atomes métalliques voisins dans un réseau cristallin

La moitié de la distance minimale entre leurs centres

Explication

Le rayon de van der Waals correspond à la moitié de la distance minimale entre les centres de deux atomes qui ne sont pas liés. Pour des atomes liés par covalence, la moitié de la distance entre les centres définit plutôt le rayon covalent.

40. Comment varie le rayon atomique lorsqu’on descend dans un groupe du tableau périodique ?

Il diminue parce que le nombre de couches occupées reste identique
Il augmente à mesure que le nombre quantique principal nn augmente
Il reste stable parce que les éléments d’un groupe ont la même valence
Il diminue à mesure que la charge nucléaire augmente dans la même couche

Il augmente à mesure que le nombre quantique principal $$n$$ augmente

Explication

En descendant dans un groupe, le rayon atomique augmente avec le nombre quantique principal nn. La diminution liée à une charge nucléaire croissante alors que le nombre de couches reste identique décrit plutôt la tendance le long d’une période.

41. En allant de gauche à droite dans une période, comment évolue généralement le rayon atomique ?

Il diminue, car la charge nucléaire augmente tandis que le nombre de couches reste identique
Il augmente, car la charge nucléaire diminue à nombre de couches identique
Il augmente, car le nombre quantique principal de la couche de valence augmente
Il reste stable, car tous les éléments de la période ont la même charge nucléaire

Il diminue, car la charge nucléaire augmente tandis que le nombre de couches reste identique

Explication

Dans une période, le rayon atomique diminue généralement vers la droite : la charge nucléaire augmente alors que le nombre de couches occupées reste identique. L’augmentation du nombre quantique principal caractérise plutôt la progression vers le bas dans un groupe.

42. Que représente l’énergie d’ionisation d’un atome isolé ?

L’énergie libérée par la capture de son premier électron dans un état isolé
L’énergie nécessaire pour arracher un proton de son noyau, avec une valeur positive
L’énergie nécessaire pour lui arracher son premier électron, avec une valeur positive
La variation d’énergie liée à l’ajout d’un électron, avec une valeur nécessairement positive

L’énergie nécessaire pour lui arracher son premier électron, avec une valeur positive

Explication

L’énergie d’ionisation est l’énergie nécessaire pour arracher le premier électron d’un atome isolé, et elle est positive. L’addition d’un électron relève de l’affinité électronique, et non de l’énergie d’ionisation.

43. Comment varie généralement l’énergie d’ionisation lorsqu’on descend dans un groupe ?

Elle diminue, car la charge nucléaire baisse alors que les électrons restent à même distance
Elle augmente, car les électrons de valence sont plus éloignés du noyau
Elle reste stable, car les éléments du groupe ont le même nombre d’électrons de valence
Elle diminue, car les électrons de valence sont plus éloignés du noyau

Elle diminue, car les électrons de valence sont plus éloignés du noyau

Explication

L’énergie d’ionisation diminue vers le bas d’un groupe parce que les électrons de valence sont plus éloignés du noyau. Dans une période, la tendance générale est plutôt à l’augmentation vers la droite, à mesure que la charge nucléaire augmente.

44. Quelle tendance générale suit l’énergie d’ionisation de gauche à droite dans une période ?

Elle augmente généralement à mesure que la charge nucléaire augmente
Elle augmente généralement parce que les électrons de valence s’éloignent du noyau
Elle reste stable parce que le nombre de couches occupées est identique
Elle diminue généralement à mesure que la charge nucléaire augmente

Elle augmente généralement à mesure que la charge nucléaire augmente

Explication

Dans une période, l’énergie d’ionisation augmente généralement de gauche à droite, en même temps que la charge nucléaire. La diminution associée à des électrons de valence plus éloignés caractérise plutôt la progression vers le bas dans un groupe.

45. Que signifie une affinité électronique négative pour un atome isolé ?

Il fixe spontanément un électron en absorbant de l’énergie
Il doit recevoir de l’énergie pour perdre un électron
Il libère de l’énergie en arrachant un électron
Il fixe spontanément un électron et libère de l’énergie

Il fixe spontanément un électron et libère de l’énergie

Explication

Une affinité électronique négative indique que l’atome fixe spontanément un électron en libérant de l’énergie. Une valeur positive signifie au contraire qu’un apport d’énergie est nécessaire pour ajouter un électron.

Révisez avec les flashcards

Mémorisez les réponses avec 79 flashcards sur Modèle quantique et propriétés atomiques.

Que permet d’analyser la spectroscopie ?

La lumière émise par des éléments excités.

Comment peut-on exciter les éléments étudiés par spectroscopie ?

Par chauffage ou décharge électrique.

Quel type d’informations la spectroscopie fournit-elle ?

Des informations sur le monde microscopique.

Voir les flashcards →

Approfondir avec la fiche

Consultez la fiche de révision complète sur Modèle quantique et propriétés atomiques.

Voir la fiche →

Cours similaires

Liaison ionique et cristaux

Chimie

Épistémologie et méthodes sociologiques

Sociologie et méthodes d’enquête

Corps purs et mélanges

Chimie

Apprentissages symboliques et catégorisation

Perception et mémoire

Crée tes propres QCM

Importe ton cours et l'IA génère des QCM avec corrections en 30 secondes.

Générateur de QCM