QCM : Modèles et structure de l’atome — 27 questions

Explication

Un atome neutre possède un noyau contenant des protons et des neutrons, tandis que les électrons négatifs se déplacent autour de lui ; l’égalité des nombres de protons et d’électrons assure la neutralité. Un ion, contrairement à cet atome, présente un déséquilibre entre ces deux nombres.

Explication

Le noyau est beaucoup plus petit que l’atome, avec des diamètres d’environ $10^{-15}\ \text{m}$ et $10^{-10}\ \text{m}$ respectivement ; l’atome est donc principalement constitué d’espace vide. L’inversion de ces dimensions conduirait à une structure compacte, contraire au modèle nucléaire.

Explication

L’élément chimique est défini par son numéro atomique $Z$, qui correspond au nombre de protons présents dans le noyau. Le nombre de masse $A$ décrit un nucléide et ne suffit donc pas à identifier l’élément.

Explication

Le numéro atomique vaut $Z=8$, car il compte les protons, et le nombre de masse vaut $A=8+10=18$, car il compte tous les nucléons. Le nombre de neutrons ne constitue donc pas la seconde composante du couple.

Explication

Des isotopes appartiennent au même élément, donc ils ont le même nombre de protons et le même numéro atomique $Z$, mais leur nombre de neutrons diffère, ce qui modifie $A$. Des numéros atomiques différents correspondent à des éléments différents.

Explication

La relation $\Delta E=h\nu=\frac{hc}{\lambda}$ montre que l’énergie est proportionnelle à la fréquence. La longueur d’onde intervient au dénominateur, de sorte qu’une fréquence plus grande correspond aussi à une longueur d’onde plus courte.

Explication

Les échanges d’énergie sont quantifiés : chaque quantum est transporté par un photon, qui ne possède ni masse ni charge électrique. Un électron est une particule massive et chargée, tandis qu’un noyau n’est pas un photon.

Explication

Le passage vers un niveau supérieur correspond à une absorption, et l’énergie reçue vaut la différence $E_n-E_m$, égale à $h\nu$. Une émission correspond au passage inverse, d’un niveau supérieur vers un niveau inférieur.

Explication

Une descente vers un niveau d’énergie inférieur libère l’écart énergétique sous forme de rayonnement, avec $\Delta E=E_n-E_m=h\nu$. L’absorption décrit au contraire une montée vers un niveau supérieur.

Explication

Une orbitale décrit une région de l’espace caractérisée par une forte probabilité de présence de l’électron. Elle ne correspond pas à une trajectoire classique précisément définie.

Explication

Le principe d’incertitude limite la précision simultanée de la position et de la vitesse d’un électron. Il s’oppose ainsi à l’idée d’une trajectoire classique parfaitement déterminée.

Explication

Le nombre quantique principal $n$ caractérise la couche électronique et est lié à l’énergie de l’électron. La forme de l’orbitale relève plutôt du nombre quantique secondaire $l$.

Explication

Le nombre quantique secondaire vérifie $0 \le l < n$, tandis que le nombre magnétique prend les valeurs comprises entre $-l$ et $+l$. Ces nombres décrivent respectivement la forme et la direction de l’orbitale.

Explication

La configuration électronique indique comment les électrons se répartissent dans les orbitales, généralement dans l’état fondamental de plus basse énergie. Un état excité correspond au contraire à une configuration plus énergétique.

Explication

Le principe de Pauli interdit à deux électrons d’un même atome d’avoir les quatre mêmes nombres quantiques. Une orbitale peut donc accueillir deux électrons, dont les spins sont opposés.

Explication

À égalité de $n+l$, la règle de Klechkowski donne la priorité à la sous-couche de plus petit $n$. Le classement ne repose donc pas sur le seul nombre quantique principal.

Explication

La règle de Hund favorise l’occupation du plus grand nombre d’orbitales dégénérées avec des spins parallèles avant tout appariement. L’appariement immédiat contredirait cette règle.

Explication

La classification actuelle comprend 18 colonnes, 7 périodes et 118 éléments classés selon un numéro atomique croissant. Les périodes sont les lignes, tandis que les colonnes regroupent les familles.

Explication

Une période correspond au remplissage d’une nouvelle couche de nombre quantique principal $n$, en commençant par $ns$ et en s’achevant généralement par $np$. Elle ne désigne donc pas le remplissage d’une seule sous-couche dans plusieurs couches.

Explication

Le rayon atomique correspond au rayon associé aux orbitales de valence, défini par une densité de probabilité radiale maximale. Il ne représente pas une frontière matérielle parfaitement nette de l’atome.

Explication

Le rayon atomique diminue de gauche à droite et augmente de haut en bas. L’électronégativité présente l’évolution opposée, car elle augmente sur une période et diminue dans une colonne.

Explication

Le gain d’électrons donne à l’atome une charge globale négative et forme donc un anion. Un cation positif résulte au contraire d’une perte d’électrons.

Explication

Les électrons les moins stabilisés, généralement situés dans les orbitales de nombre quantique principal n le plus élevé, sont arrachés en premier. L’ordre de remplissage ne suffit pas à prédire le retrait, notamment pour les orbitales ns et (n−1)d.

Explication

La formation d’un anion consiste à ajouter les électrons dans les orbitales disponibles de plus basse énergie. Les orbitales déjà occupées ou les orbitales de cœur ne constituent donc pas la règle générale d’ajout.

Explication

Le nombre d’oxydation est un nombre entier positif ou négatif, écrit en chiffres romains, qui représente une charge fictive ou réelle selon l’électronégativité. Dans une espèce polyatomique, cette valeur peut être fictive et ne correspond pas à une charge réellement portée par l’atome.

Explication

Un atome isolé possède autant d’électrons que de protons, ce qui conduit à un nombre d’oxydation nul. Cette règle ne s’applique pas à un ion monoatomique, dont le nombre d’oxydation égale la charge.

Explication

Pour un ion monoatomique, le nombre d’oxydation est égal à la valeur de sa charge ; une charge $-1$ correspond donc à $-I$. La valeur $0$ caractérise un atome isolé neutre, pas cet ion.