QCM : Modèles atomiques et orbitales (66 questions)

Questions et réponses du QCM

1. Quelles particules constituent les atomes, et comment appelle-t-on chaque espèce d’atome désignée par un symbole ?

Des électrons, des protons et des neutrons ; un élément
Des protons et des neutrons ; un élément
Des électrons, des protons et des neutrons ; une molécule
Des électrons et des protons ; un élément

Des électrons, des protons et des neutrons ; un élément

Explication

Un atome est constitué d’électrons, de protons et de neutrons, et chaque espèce atomique est un élément désigné par un symbole. Les nucléons regroupent les protons et les neutrons, tandis qu’une molécule est un assemblage d’atomes.

2. Dans la représentation structurale d’un atome, où se trouvent les électrons et quelles sont les charges du noyau et des électrons ?

Les électrons sont dans le noyau positif et portent une charge négative
Les électrons sont autour du noyau neutre et portent une charge négative
Les électrons sont autour du noyau positif et portent une charge négative
Les électrons sont autour du noyau négatif et portent une charge positive

Les électrons sont autour du noyau positif et portent une charge négative

Explication

Le noyau central est chargé positivement et les électrons chargés négativement se trouvent autour de lui. L’inversion des signes, le placement des électrons dans le noyau et la neutralité du noyau contredisent cette structure.

3. Un atome neutre possède 17 protons. Quelle valeur correspond à son numéro atomique ZZ et à son nombre d’électrons ?

Z=17Z=17 et 18 électrons
Z=17Z=17 et 17 électrons
Z=35Z=35 et 17 électrons
Z=34Z=34 et 17 électrons

$$Z=17$$ et 17 électrons

Explication

Le numéro atomique est le nombre de protons et, pour un atome neutre, le nombre d’électrons est égal à celui des protons : ici Z=17Z=17 et 17 électrons. La valeur 35 confond le numéro atomique avec un nombre de masse, tandis que 18 rompt la neutralité et 34 additionne protons et électrons.

4. Un noyau contient 13 protons et 14 neutrons. Quel est son nombre de masse AA ?

A=1A=1
A=14A=14
A=27A=27
A=28A=28

$$A=27$$

Explication

Le nombre de masse est la somme des protons et des neutrons : A=Z+N=13+14=27A=Z+N=13+14=27. La soustraction donne 1, 14 ne compte que les neutrons et 28 ajoute à tort une particule qui n’est pas un nucléon.

5. Deux atomes ont le même numéro atomique Z=8Z=8, mais leurs nombres de masse sont respectivement 16 et 18. Comment les classe-t-on ?

Des ions du même élément
Des atomes du même isotope
Des isotopes de deux éléments différents
Des isotopes du même élément

Des isotopes du même élément

Explication

Des atomes ayant le même numéro atomique mais des nombres de masse différents sont des isotopes du même élément; leurs nombres de neutrons diffèrent. Un même isotope aurait aussi le même nombre de masse, et une différence de charge n’est pas le critère donné.

6. Un laboratoire prépare une mole d’atomes d’un élément. Combien d’atomes ce paquet contient-il ?

6,0236{,}023 atomes
6,023×10226{,}023 \times 10^{22} atomes
6,023×10246{,}023 \times 10^{24} atomes
6,023×10236{,}023 \times 10^{23} atomes

$$6{,}023 \times 10^{23}$$ atomes

Explication

Une mole contient le nombre d’Avogadro, soit 6,023×10236{,}023 \times 10^{23} atomes. Les puissances 10²² et 10²⁴ décalent ce nombre d’un facteur dix, et 6,023 seul omet la puissance de dix.

7. Pourquoi la masse atomique moyenne d’un élément naturel dépend-elle de ses isotopes ?

Elle correspond au nombre d’isotopes multiplié par une masse moyenne de nucléon
Elle correspond à la somme des masses de tous les isotopes présents
Elle correspond à la masse du seul isotope le plus abondant
Elle tient compte des masses isotopiques et de leurs abondances relatives

Elle tient compte des masses isotopiques et de leurs abondances relatives

Explication

La masse atomique moyenne combine les masses des isotopes en tenant compte de leurs abondances relatives. Retenir le seul isotope majoritaire ou additionner les masses sans pondération néglige cette contribution relative; la masse d’un nucléon ne définit pas cette moyenne.

8. Un élément a une masse atomique de 35,535{,}5 u.m.a. Quelle est la valeur numérique de sa masse molaire exprimée en grammes par mole ?

35,535{,}5 g/mol
6,023×10236{,}023 \times 10^{23} g/mol
7171 g/mol
0,03550{,}0355 g/mol

$$35{,}5$$ g/mol

Explication

La masse molaire exprimée en grammes par mole a la même valeur numérique que la masse atomique exprimée en u.m.a.; la valeur est donc 35,535{,}5 g/mol. La conversion en kilogrammes, le doublement et l’emploi du nombre d’Avogadro ne respectent pas cette correspondance.

9. Lors de l’expérience de Rutherford sur une feuille d’or, quel comportement a adopté la grande majorité des particules α ?

Elles ont été fortement déviées par la feuille.
Elles ont été renvoyées vers l’arrière.
Elles ont été absorbées par la feuille.
Elles ont traversé la feuille sans déviation.

Elles ont traversé la feuille sans déviation.

Explication

La grande majorité des particules α traversaient la feuille d’or sans déviation. Les fortes déviations et les retours vers l’arrière concernaient respectivement quelques particules et des cas très rares.

10. Une particule α est fortement déviée en passant près du centre d’un atome. Quelle conclusion Rutherford tire-t-il de cette déviation ?

Elle est repoussée par des charges négatives réparties dans l’atome.
Elle est repoussée par des charges positives concentrées dans un noyau compact.
Elle est attirée par des charges négatives concentrées dans le noyau.
Elle est attirée par des charges positives réparties dans tout l’atome.

Elle est repoussée par des charges positives concentrées dans un noyau compact.

Explication

La déviation indique que la particule α positive est repoussée électriquement par des charges positives concentrées dans un noyau extrêmement compact. Les propositions fondées sur des charges négatives, une distribution diffuse ou une attraction inversent cette interprétation.

11. Dans le modèle de Rutherford, quelle description rend compte de la structure générale de l’atome ?

Une masse positive est répartie uniformément, avec des électrons dispersés dans l’atome.
Des électrons occupent le centre, entourés d’un noyau positif formant la périphérie.
Un noyau positif porte la majorité de la masse, entouré d’électrons, avec du vide entre eux.
Un noyau négatif porte la majorité de la masse, entouré de protons, avec du vide entre eux.

Un noyau positif porte la majorité de la masse, entouré d’électrons, avec du vide entre eux.

Explication

Le modèle place au centre un noyau positif contenant la majorité de la masse, entouré d’électrons, et prévoit du vide entre eux. Les autres descriptions déplacent les constituants, changent leur charge ou rendent la matière uniformément répartie.

12. Dans le modèle classique de Rutherford, un électron en orbite autour d’un noyau perd de l’énergie en émettant un rayonnement. Quel devenir cette prédiction implique-t-elle pour l’électron ?

Son mouvement accélère ou son orbite s’élargit, puis il s’éloigne du noyau.
Son mouvement reste inchangé et l’orbite conserve son rayon.
Son mouvement s’interrompt et l’électron est repoussé hors de l’atome.
Son mouvement ralentit ou son orbite rétrécit, puis il tombe sur le noyau.

Son mouvement ralentit ou son orbite rétrécit, puis il tombe sur le noyau.

Explication

Dans cette prédiction classique, la perte d’énergie doit ralentir l’électron ou diminuer le rayon de son orbite, ce qui le conduit finalement à tomber sur le noyau. L’élargissement ou la stabilité de l’orbite ne correspondent pas à cette conséquence.

13. Un électron reste sur une orbite stationnaire dans un atome de Bohr. Que prévoit le modèle concernant le rayonnement de cet électron tant qu’il demeure sur cette orbite ?

Il émet de l’énergie en continu tant qu’il reste sur cette orbite.
Il absorbe de l’énergie en continu tant qu’il reste sur cette orbite.
Il ne rayonne pas d’énergie tant qu’il reste sur cette orbite.
Il émet et absorbe alternativement de l’énergie sur cette orbite.

Il ne rayonne pas d’énergie tant qu’il reste sur cette orbite.

Explication

Une orbite stationnaire de Bohr est un état où l’électron ne rayonne pas d’énergie; l’émission ou l’absorption est associée à une transition entre niveaux. Confondre l’orbite avec une transition ou lui appliquer la perte continue d’énergie classique conduit aux autres réponses.

14. Dans un atome de Bohr, un électron passe d’un niveau à un autre et échange un photon de fréquence ν\nu. Quelle relation relie l’énergie échangée à cette fréquence ?

ΔE=hν\Delta E = h\nu
ΔE=hν\Delta E = \frac{h}{\nu}
ΔE=hλ\Delta E = h\lambda
ΔE=−Kn2\Delta E = -\frac{K}{n^2}

$$\Delta E = h\nu$$

Explication

Lors d’une transition entre deux niveaux, l’énergie émise ou absorbée satisfait ΔE=hν\Delta E = h\nu. Diviser par la fréquence ou la remplacer par la longueur d’onde ne donne pas cette relation, tandis que −K/n2-K/n^2 décrit l’énergie d’un niveau.

15. Un électron occupe une orbite de rayon rr et de vitesse vv autour du noyau. Quelle condition le modèle de Bohr impose-t-il à son moment cinétique ?

mvr=nhmvr = nh, avec n=1,2,3,…n = 1, 2, 3, \ldots
mvr=xh2πmvr = \frac{xh}{2\pi}, avec xx continu
mvr=nh2πmvr = \frac{nh}{2\pi}, avec n=1,2,3,…n = 1, 2, 3, \ldots
vr=nh2πvr = \frac{nh}{2\pi}, avec n=1,2,3,…n = 1, 2, 3, \ldots

$$mvr = \frac{nh}{2\pi}$$, avec $$n = 1, 2, 3, \ldots$$

Explication

La quantification du moment cinétique s’écrit mvr=nh/(2π)mvr = nh/(2\pi), où nn prend des valeurs entières positives. La masse et le facteur 2π2\pi font partie de la relation, et le nombre quantique n’est pas continu.

16. Pour un atome d’hydrogène, quel est le signe et la dépendance en nn de l’énergie associée au niveau de nombre quantique nn ?

En=−Kn2E_n = -Kn^2
En=Kn2E_n = \frac{K}{n^2}
En=hνE_n = h\nu
En=−Kn2E_n = -\frac{K}{n^2}

$$E_n = -\frac{K}{n^2}$$

Explication

L’énergie du niveau nn dans l’atome d’hydrogène est En=−K/n2E_n = -K/n^2, avec KK positif; le signe négatif et la dépendance en 1/n21/n^2 sont essentiels. hνh\nu correspond à l’énergie échangée lors d’une transition, et non à la formule d’un niveau.

17. Lors d’une transition, un photon de longueur d’onde λ\lambda est émis. Quelle relation donne l’énergie échangée en fonction de cette longueur d’onde ?

∣ΔE∣=hcλ|\Delta E|=hc\lambda
∣ΔE∣=hcλ|\Delta E|=\frac{hc}{\lambda}
∣ΔE∣=chλ|\Delta E|=\frac{c}{h\lambda}
∣ΔE∣=hλ|\Delta E|=h\lambda

$$|\Delta E|=\frac{hc}{\lambda}$$

Explication

L’énergie du photon vérifie ∣ΔE∣=hν|\Delta E|=h\nu et, puisque ν=c/λ\nu=c/\lambda, elle vaut hc/λhc/\lambda. L’expression hλh\lambda omet la conversion en fréquence, tandis que les deux autres expressions placent incorrectement les facteurs.

18. Dans l’atome d’hydrogène, un électron passe du niveau ni=3n_i=3 au niveau nf=2n_f=2. Quel est l’écart d’énergie entre ces niveaux ?

1,89 eV1{,}89\ \mathrm{eV}
0,94 eV0{,}94\ \mathrm{eV}
3,78 eV3{,}78\ \mathrm{eV}
5,67 eV5{,}67\ \mathrm{eV}

$$1{,}89\ \mathrm{eV}$$

Explication

La relation donne 13,6∣122−132∣=13,6×536≈1,89 eV13{,}6\left|\frac{1}{2^2}-\frac{1}{3^2}\right|=13{,}6\times\frac{5}{36}\approx1{,}89\ \mathrm{eV}. La valeur 3,78 eV3{,}78\ \mathrm{eV} résulte d’une erreur dans l’écart entre les inverses carrés; les autres valeurs proviennent d’une inversion des niveaux ou de l’omission des carrés.

19. Quelle succession d’événements produit les raies du spectre de l’hydrogène ?

Une décharge excite les atomes, puis leur retour vers des niveaux supérieurs émet un rayonnement
Une décharge excite les atomes, puis leur retour vers des niveaux inférieurs absorbe un rayonnement
Une décharge excite les atomes, puis leur retour vers des niveaux inférieurs émet un rayonnement
Un chauffage excite les atomes, puis leur retour vers des niveaux inférieurs absorbe un rayonnement

Une décharge excite les atomes, puis leur retour vers des niveaux inférieurs émet un rayonnement

Explication

La décharge électrique excite les atomes; lorsqu’ils reviennent vers des états d’énergie inférieure, ils émettent un rayonnement qui forme les raies. L’absorption correspond ici à une confusion sur le sens de l’échange, et les transitions vers des niveaux supérieurs ne décrivent pas le retour des atomes excités.

20. Laquelle de ces espèces est un hydrogénoïde ?

Li+\mathrm{Li^+}
Li\mathrm{Li}
Li2+\mathrm{Li^{2+}}
Be2+\mathrm{Be^{2+}}

$$\mathrm{Li^{2+}}$$

Explication

Un hydrogénoïde est un cation possédant un seul électron; Li2+\mathrm{Li^{2+}} compte trois protons et un électron. Li+\mathrm{Li^+} et Be2+\mathrm{Be^{2+}} ont chacun deux électrons, tandis que Li\mathrm{Li} est neutre.

21. Pour décrire le mouvement d’un électron dans un atome, quelle différence distingue la mécanique classique de la mécanique quantique ?

Les deux mécaniques décrivent une trajectoire précise, mais avec des calculs différents
La mécanique classique décrit une trajectoire précise, tandis que la mécanique quantique décrit une probabilité de présence
Les deux mécaniques décrivent une probabilité de présence, mais dans des régions différentes
La mécanique classique décrit une probabilité de présence, tandis que la mécanique quantique décrit une trajectoire précise

La mécanique classique décrit une trajectoire précise, tandis que la mécanique quantique décrit une probabilité de présence

Explication

La mécanique classique recherche une trajectoire précise de l’électron, alors que la mécanique quantique décrit la probabilité de le trouver en un point de l’espace. Inverser les deux approches confond leurs descriptions fondamentales; leur attribuer la même description efface cette distinction.

22. Une particule de masse mm se déplace à la vitesse vv. Quelle longueur d’onde lui associe le postulat de De Broglie ?

λ=hm\lambda=\frac{h}{m}
λ=hmv\lambda=\frac{h}{mv}
λ=mvh\lambda=\frac{mv}{h}
λ=hmv\lambda=hmv

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

Explication

Le postulat de De Broglie associe à la particule la longueur d’onde λ=h/(mv)\lambda=h/(mv), où mvmv est sa quantité de mouvement. L’inversion donne une dépendance opposée, tandis que les autres expressions omettent ou déplacent le facteur vitesse.

23. Lors d’une mesure sur une particule, on cherche à connaître avec précision à la fois sa position et sa vitesse. Quelle conclusion découle du principe d’incertitude d’Heisenberg ?

Les deux grandeurs ne peuvent pas être déterminées simultanément avec précision
La vitesse ne peut pas être déterminée avec précision, mais la position le peut
La position ne peut pas être déterminée avec précision, mais la vitesse le peut
Les deux grandeurs peuvent être déterminées simultanément avec précision

Les deux grandeurs ne peuvent pas être déterminées simultanément avec précision

Explication

Le principe d’Heisenberg interdit une détermination simultanément précise de la position et de la vitesse d’une particule. Les réponses qui isolent l’incertitude à une seule grandeur méconnaissent cette limitation conjointe, et améliorer l’instrument ne supprime pas le principe.

24. Dans un petit volume dVdV situé en un point de l’espace, quelle expression donne la probabilité de présence d’un électron décrit par la fonction d’onde Ψ\Psi ?

dP=Ψ(x,y,z,t)2 dVdP=\Psi(x,y,z,t)^2\,dV
dP=∣Ψ(x,y,z,t)∣2 dVdP=|\Psi(x,y,z,t)|^2\,dV
dP=∣Ψ(x,y,z,t)∣2dP=|\Psi(x,y,z,t)|^2
dP=∣Ψ(x,y,z,t)∣ dVdP=|\Psi(x,y,z,t)|\,dV

$$dP=|\Psi(x,y,z,t)|^2\,dV$$

Explication

La probabilité dans le volume élémentaire est la densité ∣Ψ∣2|\Psi|^2 multipliée par dVdV. L’amplitude seule ne donne pas cette densité, l’absence de dVdV ne porte pas sur un volume, et le carré sans valeur absolue ne garantit pas une probabilité non négative.

25. Un électron appartient à la couche de nombre quantique principal n=3n=3. Quelle propriété ce nombre quantique détermine-t-il ?

Le spin et l’orientation magnétique de l’électron
La sous-couche et la géométrie des orbitales
La couche et l’énergie de l’électron
La case quantique et l’orientation de l’orbitale

La couche et l’énergie de l’électron

Explication

Le nombre quantique principal définit la couche et l’énergie de l’électron. La sous-couche et la géométrie relèvent de l, la case quantique de m, et le spin de s ou m_s.

26. Pour un électron dont le nombre quantique principal vaut n=4n=4, quelles valeurs le nombre quantique secondaire ll peut-il prendre ?

0,1,2,3,40, 1, 2, 3, 4
1,2,3,41, 2, 3, 4
0,1,2,30, 1, 2, 3
−3,−2,−1,0,1,2,3-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3

$$0, 1, 2, 3$$

Explication

Pour un n donné, l prend les valeurs entières de 0 à n−1 : avec n=4, cela donne 0, 1, 2 et 3. La valeur 4 dépasse la limite, tandis que les valeurs négatives concernent m.

27. Dans une sous-couche où l=2l=2, combien de valeurs possibles de m et donc d’orbitales existe-t-il ?

Trois valeurs de m et trois orbitales
Deux valeurs de m et deux orbitales
Quatre valeurs de m et quatre orbitales
Cinq valeurs de m et cinq orbitales

Cinq valeurs de m et cinq orbitales

Explication

m varie par valeurs entières de −l à +l, soit 2l+1 possibilités. Pour l=2, les cinq valeurs sont −2, −1, 0, 1 et 2; compter de 0 à l ou utiliser l comme nombre d’orbitales omet des possibilités.

28. Quelles valeurs le nombre quantique de spin d’un électron peut-il prendre ?

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

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

Explication

Le nombre quantique de spin s ou m_s prend les deux valeurs +1/2 et −1/2. Les choix entiers ou comportant zéro confondent le spin avec d’autres nombres quantiques.

29. Un atome neutre possède Z=8Z=8 et se trouve dans son état fondamental. Que décrit sa configuration électronique ?

La répartition de ses huit protons dans les orbitales
La répartition de ses huit électrons dans les orbitales
La répartition de ses neutrons entre les couches électroniques
La répartition de ses électrons dans un état excité

La répartition de ses huit électrons dans les orbitales

Explication

La configuration électronique est la répartition des Z électrons d’un atome, à l’état fondamental, dans les orbitales atomiques. Les protons et les neutrons ne constituent pas les électrons répartis dans ces orbitales.

30. Deux électrons d’un même atome occupent la même orbitale, donc ont les mêmes valeurs de n, l et m. Que doit-on conclure au sujet de leurs spins selon le principe de Pauli ?

Leurs spins sont opposés, l’un valant +12+\frac{1}{2} et l’autre −12-\frac{1}{2}
Leurs quatre nombres quantiques peuvent être identiques
Leurs nombres quantiques principaux sont nécessairement différents
Leurs spins sont identiques et leurs valeurs de n sont différentes

Leurs spins sont opposés, l’un valant $$+\frac{1}{2}$$ et l’autre $$-\frac{1}{2}$$

Explication

Les électrons d’un même atome ne peuvent pas avoir leurs quatre nombres quantiques identiques. Comme n, l et m sont ici identiques, leurs spins doivent être opposés.

31. Deux sous-couches candidates au remplissage ont respectivement n+l=5n+l=5 pour la première avec n=3n=3, et n+l=5n+l=5 pour la seconde avec n=4n=4. Laquelle se remplit d’abord selon Klechkowski ?

Elles se remplissent nécessairement au même moment
Celle dont la somme n+ln+l est la plus faible
Celle dont n=4n=4
Celle dont n=3n=3

Celle dont $$n=3$$

Explication

À somme n+l égale, la règle de Klechkowski donne priorité à la sous-couche de plus petit n; ici, c’est celle où n=3. Choisir le plus grand n inverse le critère de départage.

32. Une sous-couche possède trois orbitales de même énergie et reçoit trois électrons. Quelle répartition correspond à la règle de Hund ?

Deux électrons dans une orbitale et un dans une autre
Trois électrons appariés dans une même orbitale
Un électron dans chaque orbitale, avec des spins parallèles
Un électron dans chaque orbitale, avec des spins alternés

Un électron dans chaque orbitale, avec des spins parallèles

Explication

Dans une sous-couche incomplète, Hund prévoit l’occupation du maximum d’orbitales de même énergie avec des spins parallèles avant l’appariement. Apparier avant d’occuper chaque orbitale ou alterner les spins ne respecte pas cette règle.

33. Combien de périodes et de colonnes le tableau périodique comporte-t-il, et en combien de groupes ces colonnes sont-elles réparties ?

18 périodes, 7 colonnes réparties en 9 groupes
7 périodes, 18 colonnes réparties en 9 groupes
7 périodes, 18 colonnes réparties en 18 groupes
9 périodes, 18 colonnes réparties en 7 groupes

7 périodes, 18 colonnes réparties en 9 groupes

Explication

Le tableau périodique comprend 7 périodes et 18 colonnes, ces dernières étant réparties en 9 groupes. Les réponses proposant 18 périodes ou 9 périodes confondent les nombres associés aux lignes et aux colonnes ; celle qui indique 18 groupes confond colonnes et groupes.

34. Deux éléments se trouvent sur la même ligne horizontale du tableau périodique. Quelle relation peut-on en déduire ?

Ils appartiennent à la même période.
Ils appartiennent au même groupe.
Ils occupent la même colonne.
Ils partagent la même configuration électronique externe.

Ils appartiennent à la même période.

Explication

Une ligne horizontale du tableau périodique constitue une période. Une famille ou un groupe correspond plutôt à une colonne et rassemble des éléments dont la configuration électronique externe et les propriétés sont analogues.

35. Lorsqu’un élément est classé dans un bloc du tableau périodique, quel critère détermine s’il appartient au bloc s, p, d ou f ?

Le nombre de couches électroniques occupées
La sous-couche électronique en cours de remplissage
Le groupe auquel appartient l’élément
La période où se trouve l’élément

La sous-couche électronique en cours de remplissage

Explication

Les quatre blocs s, p, d et f sont définis par la sous-couche électronique qui se remplit. Le nombre de couches et la période décrivent d’autres aspects de la configuration, tandis que le groupe désigne une colonne.

36. Pour un atome gazeux isolé M, quelle grandeur représente l’énergie de première ionisation ?

La différence entre l’énergie de M(g) et celle de M⁺(g)
L’énergie nécessaire pour former M⁺(g) et e⁻ à partir de M(g)
L’énergie nécessaire pour extraire un électron d’une molécule contenant M
L’énergie libérée lorsque M(g) capte un électron pour former M⁻(g)

L’énergie nécessaire pour former M⁺(g) et e⁻ à partir de M(g)

Explication

La première ionisation correspond à l’extraction de l’électron le plus externe d’un atome gazeux isolé : M(g) → M⁺(g) + e⁻, avec EI = E(M⁺(g)) − E(M(g)). La capture d’un électron relève de l’affinité électronique ; inverser la différence change son signe, et l’atome considéré doit être isolé à l’état gazeux.

37. En descendant dans une même colonne du tableau périodique, un étudiant compare deux atomes. Quelle évolution prévoit-il pour l’énergie de première ionisation ?

Elle augmente, car le nombre de couches électroniques s’accroît.
Elle diminue, car l’électron périphérique est plus éloigné du noyau.
Elle reste stable, car les éléments sont dans la même colonne.
Elle augmente, car le numéro atomique est plus élevé.

Elle diminue, car l’électron périphérique est plus éloigné du noyau.

Explication

Dans une colonne, la descente augmente le nombre de couches et la distance entre le noyau et l’électron périphérique ; l’attraction diminue, donc l’énergie d’ionisation diminue. L’augmentation de Z ne suffit pas à inverser cette tendance, et le nombre de couches ne reste pas stable.

38. Dans une période, un élément se situe plus à droite qu’un autre. En supposant qu’on compare la tendance générale décrite pour l’énergie de première ionisation, quelle évolution attend-on ?

Une hausse, liée à une attraction nucléaire accrue et à un rayon plus petit
Une hausse, causée par l’ajout d’une couche électronique
Une baisse, liée à une attraction nucléaire réduite et à un rayon plus grand
Une stabilité, car la charge nucléaire ne change pas dans une période

Une hausse, liée à une attraction nucléaire accrue et à un rayon plus petit

Explication

De gauche à droite dans une période, la charge nucléaire augmente tandis que le nombre de couches reste constant ; l’attraction augmente, le rayon diminue et l’énergie d’ionisation augmente. La tendance de baisse concerne la progression vers le bas d’une colonne, et le nombre de couches n’augmente pas dans cette comparaison.

39. Un atome gazeux isolé capte un électron et libère de l’énergie. Comment cette énergie est-elle désignée par convention ?

L’électronégativité, considérée positive
L’affinité électronique, considérée négative
L’énergie de première ionisation, considérée positive
L’affinité électronique, considérée positive

L’affinité électronique, considérée positive

Explication

L’affinité électronique désigne l’énergie libérée lorsqu’un atome gazeux isolé capte un électron ; elle est positive par convention et équivaut à l’énergie d’ionisation de l’ion négatif. L’énergie de première ionisation concerne l’arrachement d’un électron, tandis que l’électronégativité caractérise l’attraction des électrons d’une liaison dans une molécule.

40. Deux atomes non métalliques forment une liaison en apportant chacun un électron de valence à un même doublet. De quel type de liaison s’agit-il ?

Une liaison dative
Une liaison métallique
Une liaison ionique
Une liaison covalente

Une liaison covalente

Explication

Une liaison covalente entre deux non-métaux résulte de la mise en commun de deux électrons, chaque atome en apportant un. Le transfert caractérise la liaison ionique, le doublet fourni par un seul atome caractérise la liaison dative, et le gaz d’électrons concerne la liaison métallique.

41. Dans une liaison entre deux atomes, l’un fournit à lui seul le doublet liant et l’autre le reçoit. Comment représente-t-on ce type de liaison ?

Une liaison métallique, figurée par un réseau cristallin
Une liaison ionique, figurée par des charges opposées
Une liaison covalente, figurée par un trait
Une liaison dative, figurée par une flèche

Une liaison dative, figurée par une flèche

Explication

Dans une liaison dative, le doublet liant provient d’un seul atome, donneur, tandis que l’autre le reçoit; une flèche indique ce sens. La liaison covalente ordinaire partage un électron de chaque atome, la liaison ionique implique un transfert, et la liaison métallique mobilise des électrons dans un réseau.

42. Un atome cède un électron à un autre, puis les ions formés restent associés grâce à l’attraction entre leurs charges opposées. Quelle liaison s’est formée ?

Une liaison dative
Une liaison métallique
Une liaison ionique
Une liaison covalente

Une liaison ionique

Explication

La liaison ionique résulte d’un transfert d’électrons qui forme des ions de charges opposées, ensuite liés par attraction électrostatique. La mise en commun définit la liaison covalente, le doublet fourni par un seul atome définit la liaison dative, et les électrons délocalisés caractérisent la liaison métallique.

43. Dans un cristal métallique, les électrons de valence libérés par de nombreux atomes se déplacent de manière désordonnée au sein du réseau. Quel modèle décrit cette liaison ?

Un doublet liant fourni par un seul atome
Des ions opposés issus d’un transfert électronique
Des doublets partagés entre deux atomes non métalliques
Un gaz d’électrons dans un réseau cristallin

Un gaz d’électrons dans un réseau cristallin

Explication

La liaison métallique s’explique par les électrons de valence libérés par un grand nombre d’atomes, partagés dans le réseau cristallin et en mouvement désordonné. Les ions opposés correspondent au modèle ionique, le partage entre deux non-métaux au modèle covalent, et le doublet apporté par un seul atome au modèle datif.

44. Quel critère exprime la stabilité maximale d’un atome dans le modèle de Lewis ?

Une configuration de valence semblable à celle du gaz noble le plus proche
Huit électrons de valence pour chaque atome, quelle que soit sa famille
Une configuration de valence identique à celle de tout atome métallique voisin
Un nombre d’électrons égal au nombre de protons de l’atome

Une configuration de valence semblable à celle du gaz noble le plus proche

Explication

Dans le modèle de Lewis, la stabilité maximale correspond à une configuration électronique de valence qui ressemble à celle du gaz noble le plus proche. La formation d’un ion n’est pas le critère général, l’égalité entre protons et électrons concerne la neutralité, et l’octet n’est pas applicable à toutes les familles.

45. Un atome d’hydrogène possède un électron de valence et forme une liaison covalente en le mettant en commun avec un autre atome. Quelle configuration cherche-t-il ainsi à atteindre ?

Six électrons de valence, comme un atome stable de la colonne du bore
Huit électrons de valence, comme un gaz noble du bloc p
Un électron de valence, comme un alcalin
Deux électrons de valence, comme l’hélium

Deux électrons de valence, comme l’hélium

Explication

Selon la règle du duet, l’hydrogène met son électron en commun pour atteindre deux électrons de valence, comme l’hélium, et forme une seule liaison. L’octet concerne le plus souvent les atomes du bloc p, tandis que six électrons correspondent à l’octet réduit de certains atomes de la colonne du bore.

46. Un atome de la colonne du bore forme trois liaisons et se retrouve entouré de six électrons de valence. Quelle conclusion respecte la règle de l’octet réduit ?

Il est instable tant qu’il ne possède pas huit électrons
Il doit former une quatrième liaison pour compléter sa couche
Il est stable parce qu’il atteint le duet de l’hélium
Il peut être stable malgré une lacune de deux électrons

Il peut être stable malgré une lacune de deux électrons

Explication

Les atomes de la colonne du bore peuvent former au maximum trois liaisons et rester stables avec six électrons de valence, malgré une lacune de deux électrons par rapport à l’octet. Exiger huit électrons confond l’octet ordinaire avec l’octet réduit; le duet concerne l’hydrogène, et une quatrième liaison dépasse la règle indiquée.

47. Lorsqu’un élève construit un schéma de Lewis d’une molécule, quelle démarche permet de vérifier que le schéma obtenu est cohérent ?

Attribuer la charge, choisir l’atome central, puis achever le schéma sans vérifier le décompte électronique
Choisir l’atome central, former les liaisons, puis représenter les électrons de valence sans vérifier le décompte
Représenter les électrons de valence, choisir l’atome central, attribuer la charge éventuelle, former les liaisons, puis vérifier le décompte et l’octet
Représenter les électrons de valence, former les liaisons, puis attribuer la charge après la vérification de l’octet

Représenter les électrons de valence, choisir l’atome central, attribuer la charge éventuelle, former les liaisons, puis vérifier le décompte et l’octet

Explication

La construction commence par la représentation des électrons de valence et l’identification de l’atome central, puis tient compte de la charge éventuelle et utilise les électrons pour former les liaisons; le décompte électronique et l’octet sont ensuite vérifiés. Omettre cette vérification, former les liaisons avant de représenter les électrons ou reporter l’attribution de la charge ne respecte pas cette démarche.

48. Quelle configuration externe caractérise les gaz rares, à l’exception de l’hélium ?

Huit électrons pour tous les gaz rares
Six électrons, sauf deux pour l’hélium
Deux électrons, sauf huit pour l’hélium
Huit électrons, sauf deux pour l’hélium

Huit électrons, sauf deux pour l’hélium

Explication

Les gaz rares ont huit électrons sur leur couche externe, tandis que l’hélium en possède deux. L’octet pour l’hélium confond son duet avec la règle générale, et les configurations à deux ou six électrons ne décrivent pas les autres gaz rares.

49. Dans un composé, l’atome central est un élément de période 3 et sa couche de valence compte dix électrons. Quelle explication rend possible ce dépassement de l’octet dans le modèle présenté ?

La règle de l’octet s’applique sans modification à l’atome
Des orbitales nd peuvent intervenir dans la couche de valence
Les orbitales np remplacent les électrons de la couche interne
Les électrons de cœur s’ajoutent à la couche externe

Des orbitales nd peuvent intervenir dans la couche de valence

Explication

Pour les éléments dont le nombre quantique principal est au moins égal à 3, des orbitales nd peuvent participer à la couche de valence et permettre de dépasser l’octet. L’ajout d’électrons de cœur confond cœur et valence, tandis que les orbitales np ou l’application stricte de l’octet ne rendent pas compte de cette possibilité.

50. Un élève connaît les schémas de Lewis de CO₂ et de H₂O, mais veut en déduire leurs angles moléculaires. Quelle conclusion est justifiée par la limite du modèle de Lewis ?

Lewis prédit un angle de 104° pour CO₂ et de 180° pour H₂O
Lewis indique l’enchaînement, mais pas les angles moléculaires
Lewis indique les angles, mais pas l’enchaînement des atomes
Lewis prédit un angle de 180° pour les deux molécules

Lewis indique l’enchaînement, mais pas les angles moléculaires

Explication

Les représentations de Lewis indiquent l’enchaînement des atomes, mais ne permettent pas de prévoir la géométrie : CO₂ a un angle OCO de 180° et H₂O un angle HOH de 104°. Déduire les angles de Lewis confond connectivité et géométrie, tandis que les autres propositions attribuent des valeurs identiques ou inversées.

51. Une chimiste veut prévoir la forme géométrique d’une molécule à partir de son schéma de Lewis. Quelle méthode répond à cet objectif ?

La théorie des orbitales moléculaires
La représentation de Lewis prise isolément
La règle de l’octet appliquée aux liaisons
La théorie VSEPR, aussi appelée théorie de Gillespie

La théorie VSEPR, aussi appelée théorie de Gillespie

Explication

La théorie VSEPR, ou théorie de Gillespie, utilise le schéma de Lewis moléculaire pour prévoir la forme géométrique. Les orbitales moléculaires rendent compte des propriétés électroniques, tandis que Lewis seul ne prédit pas la géométrie et que la règle de l’octet ne constitue pas cette méthode.

52. Autour d’un atome central, les doublets de valence se repoussent électrostatiquement. Quelle disposition favorise cette organisation selon Gillespie ?

Une répartition à la surface d’une sphère, avec un éloignement maximal
Une répartition à la surface d’une sphère, avec un rapprochement maximal
Une répartition sur une droite, quelle que soit leur quantité
Une répartition au centre de la sphère, avec un rapprochement maximal

Une répartition à la surface d’une sphère, avec un éloignement maximal

Explication

Selon Gillespie, les doublets se répartissent à la surface d’une sphère autour de l’atome central et s’éloignent au maximum pour limiter leur répulsion. Les rapprocher inverse l’effet de la répulsion, les placer au centre contredit la répartition proposée, et l’alignement systématique ne convient pas à tous les nombres de doublets.

53. Pour prévoir la géométrie d’une molécule, une étudiante dispose de sa formule mais n’a pas encore établi son schéma de Lewis. Quelle démarche doit-elle suivre en premier ?

Déterminer les angles, puis compter les doublets de valence
Choisir la forme, puis déduire le schéma de Lewis moléculaire
Établir Lewis, puis compter les doublets autour de l’atome central
Compter les doublets, puis établir Lewis autour de l’atome central

Établir Lewis, puis compter les doublets autour de l’atome central

Explication

La démarche commence par l’établissement du schéma de Lewis, qui permet de dénombrer les doublets autour de l’atome central et d’en déduire la figure de répulsion. Compter avant Lewis inverse les étapes, et choisir la forme ou les angles à l’avance présuppose le résultat.

54. Dans la théorie des orbitales moléculaires, que décrivent les orbitales moléculaires associées aux électrons d’une molécule ?

Des régions de probabilité de présence électronique autour de la molécule, associées à différentes énergies
Des trajectoires précises suivies par les électrons autour de chaque noyau
Des régions de probabilité de présence des noyaux, associées à différentes énergies
Des valeurs d’énergie de liaison sans indication de la présence des électrons

Des régions de probabilité de présence électronique autour de la molécule, associées à différentes énergies

Explication

Une orbitale moléculaire décrit la probabilité de présence des électrons autour de la molécule et peut correspondre à une énergie différente. L’idée de trajectoire précise confond probabilité et parcours, tandis que les deux autres réponses attribuent à tort aux orbitales la description des noyaux ou de la seule énergie.

55. Dans une molécule formée de trois atomes, un modèle LCAO est utilisé pour construire une orbitale moléculaire. Quelles orbitales atomiques entrent dans cette combinaison linéaire ?

Les orbitales atomiques de l’atome central de la molécule
Une orbitale moléculaire préexistante, sans orbitales atomiques
Les orbitales atomiques de tous les atomes engagés dans la molécule
Les orbitales atomiques des deux atomes les plus proches

Les orbitales atomiques de tous les atomes engagés dans la molécule

Explication

Dans le modèle LCAO, l’orbitale moléculaire résulte d’une combinaison linéaire des orbitales atomiques de tous les atomes de la molécule. Ne retenir que l’atome central ou les deux atomes les plus proches réduit indûment la combinaison, et une orbitale moléculaire préexistante n’est pas l’ensemble de départ décrit par le modèle.

56. Pour une molécule AB, on compare les combinaisons ΨAB=C1ΨA+C2ΨB\Psi_{AB}=C_1\Psi_A+C_2\Psi_B et ΨAB=C1ΨA−C2ΨB\Psi_{AB}=C_1\Psi_A-C_2\Psi_B. Quelle combinaison donne une probabilité électronique nulle entre les noyaux ?

La combinaison avec le signe moins, qui forme une orbitale antiliante
La combinaison avec le signe moins, qui forme une orbitale liante
La combinaison avec le signe plus, qui forme une orbitale antiliante
La combinaison avec le signe plus, qui forme une orbitale liante

La combinaison avec le signe moins, qui forme une orbitale antiliante

Explication

La combinaison avec le signe moins forme une orbitale antiliante et conduit à une probabilité électronique nulle entre les noyaux; la combinaison avec le signe plus est liante et augmente cette probabilité. Associer l’annulation au signe plus ou qualifier de liante la combinaison avec le signe moins inverse ces rôles.

57. Dans une molécule H₂, les deux orbitales atomiques 1s se recouvrent en phase. Quelle orbitale est formée et quel est son effet énergétique ?

Une orbitale antiliante σ*H-H stabilisée
Une orbitale liante σH-H stabilisée
Une orbitale liante σH-H déstabilisée
Une orbitale antiliante σ*H-H déstabilisée

Une orbitale liante σH-H stabilisée

Explication

Dans H₂, le recouvrement en phase forme l’orbitale liante σH-H, qui est stabilisée; le recouvrement hors phase forme l’antiliant déstabilisé. L’option antiliante déstabilisée confond les phases, tandis que les deux autres inversent la nature de l’orbitale ou son effet énergétique.

58. Deux orbitales atomiques sont envisagées pour former une orbitale moléculaire. Leurs énergies sont du même ordre de grandeur, mais leurs symétries diffèrent par rapport à l’axe de recouvrement. Que peut-on conclure ?

Elles satisfont les conditions de combinaison, car l’énergie prime sur la symétrie
Elles satisfont les conditions de combinaison, car leurs énergies sont proches
Elles ne satisfont pas les conditions de combinaison, car leurs symétries diffèrent
Elles ne satisfont pas les conditions de combinaison, car leurs énergies sont éloignées

Elles ne satisfont pas les conditions de combinaison, car leurs symétries diffèrent

Explication

Pour se combiner, les orbitales doivent avoir des énergies du même ordre de grandeur et la même symétrie par rapport à l’axe de recouvrement; les orbitales décrites échouent donc sur la condition de symétrie. Les réponses qui jugent la proximité énergétique suffisante négligent cette condition, et celle qui invoque des énergies éloignées contredit la situation donnée.

59. Dans une molécule diatomique, 8 électrons occupent des orbitales moléculaires liantes et 2 occupent des orbitales antiliantes. Quel est son indice de liaison ?

5
−3
3
6

3

Explication

L’indice vaut I=n−n∗2=8−22=3I=\frac{n-n^*}{2}=\frac{8-2}{2}=3. L’addition des populations donne 5, l’inversion donne −3 et l’absence de division par deux donne 6.

60. Un diagramme de He₂ comporte 2 électrons liants et 2 électrons antiliants. Quelle conclusion découle de son indice de liaison ?

L’indice vaut 2 et He₂ est stable.
L’indice est nul, mais He₂ est stable.
L’indice vaut 1 et He₂ est stable.
L’indice est nul et He₂ n’existe pas.

L’indice est nul et He₂ n’existe pas.

Explication

Le calcul I=2−22=0I=\frac{2-2}{2}=0 conduit à conclure que He₂ n’existe pas. L’indice 2 vient de l’addition des électrons, l’indice 1 néglige les électrons antiliants, et un indice nul n’appuie pas la conclusion de stabilité proposée.

61. Deux orbitales atomiques se recouvrent latéralement, de part et d’autre de l’axe internucléaire. Quel type d’orbitale moléculaire ce recouvrement forme-t-il ?

Une orbitale moléculaire σ
Une orbitale moléculaire π
Une orbitale moléculaire σ antiliante
Une orbitale atomique π

Une orbitale moléculaire π

Explication

Un recouvrement latéral forme une orbitale moléculaire π, tandis qu’un recouvrement axial forme une orbitale σ. La symétrie σ ne s’applique donc pas ici, et le caractère antiliant n’est pas déterminé par le seul caractère latéral.

62. Dans un diagramme d’une molécule diatomique symétrique, l’espèce considérée est B₂. Quelle relation d’énergie entre orbitales σ et π faut-il retenir ?

Les orbitales antiliantes sont plus basses que les liantes.
Les orbitales σ sont plus basses que les orbitales π.
Les orbitales σ et π sont au même niveau d’énergie.
Les orbitales π sont plus basses que les orbitales σ.

Les orbitales π sont plus basses que les orbitales σ.

Explication

Pour B₂, l’ordre est inversé : les orbitales π sont plus basses en énergie que les orbitales σ. L’ordre σ plus bas correspond généralement aux autres molécules symétriques concernées, et l’égalité des niveaux ou l’inversion liant-antiliant ne décrit pas cette exception.

63. Que désigne l’hybridation des orbitales atomiques ?

La séparation d’une orbitale en niveaux d’énergie sans mélange.
Le transfert d’électrons d’un atome vers un autre formant des ions.
Le mélange d’orbitales d’un atome formant de nouvelles orbitales hybrides.
Le recouvrement d’orbitales de deux atomes formant une liaison moléculaire.

Le mélange d’orbitales d’un atome formant de nouvelles orbitales hybrides.

Explication

L’hybridation est le mélange d’orbitales atomiques d’un même atome pour former des orbitales hybrides qui décrivent mieux les liaisons et la géométrie moléculaires. L’ionisation implique un transfert électronique, le recouvrement concerne des orbitales d’atomes qui interagissent, et une séparation de niveaux n’est pas une hybridation.

64. Un carbone de CH₄ forme quatre liaisons C–H équivalentes et présente des angles de liaison d’environ 109°28′. Quelle description de ses orbitales rend compte de cette géométrie ?

Trois orbitales sp² coplanaires séparées par des angles de 120°.
Deux orbitales sp opposées, séparées par un angle de 180°.
Quatre orbitales sp³ dirigées vers les sommets d’un tétraèdre.
Quatre orbitales p non hybridées dirigées vers les sommets d’un tétraèdre.

Quatre orbitales sp³ dirigées vers les sommets d’un tétraèdre.

Explication

L’hybridation sp³ produit quatre orbitales équivalentes orientées tétraédriquement, avec des angles de 109°28′ ; elles forment les liaisons σ C–H dans CH₄. La disposition sp² est plane à 120°, la disposition sp est linéaire, et les orbitales p non hybridées ne constituent pas la description demandée.

65. Dans C₂H₄, chaque carbone possède trois orbitales hybrides coplanaires et une orbitale p non hybridée. Quel rôle joue le recouvrement latéral des orbitales p ?

Il forme la liaison σ C–C.
Il forme les liaisons σ C–H.
Il forme la liaison π C–C.
Il forme une liaison π C–H.

Il forme la liaison π C–C.

Explication

Dans C₂H₄, le recouvrement latéral des orbitales p non hybridées forme la liaison π C–C ; le recouvrement axial sp²–sp² forme la liaison σ C–C. Les orbitales sp² contribuent aussi aux liaisons σ C–H, tandis que la liaison π ne relie pas les carbones à l’hydrogène dans cette description.

66. Dans C₂H₂, chaque carbone adopte une géométrie linéaire à 180°. Quelle répartition des liaisons entre les deux carbones correspond à l’hybridation sp ?

Deux liaisons σ et une liaison π.
Une liaison σ et deux liaisons π.
Trois liaisons σ sans liaison π.
Une liaison σ et une liaison π.

Une liaison σ et deux liaisons π.

Explication

L’hybridation sp laisse deux orbitales p non hybridées : elles forment deux liaisons π, tandis que les orbitales sp permettent la liaison σ C–C. La répartition avec une seule liaison π correspond à une double liaison, et les orbitales sp ne forment pas les deux liaisons π.

Révisez avec les flashcards

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De quelles particules les atomes sont-ils constitués ?

D’électrons, de protons et de neutrons.

Comment sont disposés noyau et électrons dans un atome ?

Un noyau central positif est entouré d’électrons négatifs.

Quand un atome est-il électriquement neutre ?

Quand ses charges positives égalent ses charges négatives.

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