QCM : Nombres d’oxydation et orbitales moléculaires (28 questions)

Explication

Le nombre d’oxydation compare les électrons de valence de l’atome isolé et ceux qui lui seraient attribués en considérant les liaisons comme ioniques. Il ne correspond donc ni au nombre total d’électrons ni nécessairement à une charge réelle localisée.

Explication

La somme algébrique des nombres d’oxydation de tous les atomes doit reproduire la charge totale de l’espèce. Cette règle concerne la somme collective, tandis qu’un nombre individuel décrit l’état d’oxydation d’un atome donné.

Explication

L’hydrogène vaut généralement +I, mais il vaut −I dans les hydrures métalliques. Dans le dihydrogène, son nombre d’oxydation est nul, car les deux atomes sont identiques.

Explication

Chaque oxygène possède un nombre d’oxydation de −II, soit une contribution totale de −VI ; le carbone doit donc être à +IV pour obtenir la charge globale −II. La confusion fréquente consiste à attribuer au carbone la valeur négative de l’oxygène.

Explication

Une réaction d’oxydoréduction se caractérise par le transfert d’électrons entre espèces chimiques. La formation d’un précipité ou une neutralisation acido-basique peut se produire dans d’autres réactions, mais ne définit pas l’oxydoréduction.

Explication

Un oxydant est l’espèce qui capte les électrons transférés pendant la réaction. L’espèce qui cède ces électrons est le réducteur, ce qui constitue la confusion la plus courante entre les deux rôles.

Explication

Le réducteur cède des électrons à une autre espèce au cours de la réaction. À l’inverse, l’oxydant capte ces électrons ; ces rôles sont définis par le sens du transfert électronique.

Explication

Le modèle VSEPR utilise la structure de Lewis et considère que les paires électroniques de valence se repoussent, ce qui détermine leur arrangement spatial. Les électrons de cœur et les propriétés macroscopiques comme la température d’ébullition ne constituent pas son principe géométrique.

Explication

La figure de répulsion décrit la disposition des doublets liants et non liants autour de l’atome central afin de réduire leur répulsion mutuelle. La géométrie moléculaire, elle, se concentre sur la position des atomes et peut donc différer de cette figure.

Explication

Dans la notation VSEPR, $A$ est l’atome central, $X_m$ indique le nombre d’atomes liés à cet atome et $E_n$ le nombre de doublets libres qu’il porte. La confusion classique consiste à inverser les significations de $X$ et de $E$.

Explication

Cinq domaines électroniques donnent une figure de répulsion en bipyramide trigonale. La géométrie moléculaire peut toutefois différer si certains domaines correspondent à des doublets non liants.

Explication

Les doublets non liants cherchent les positions qui maximisent les angles avec les domaines adjacents et leur éloignement mutuel. Ils ne sont donc pas placés dans les positions qui augmentent les interactions rapprochées.

Explication

Une espèce AX₂E₂ possède deux liaisons et deux doublets non liants, ce qui conduit à une forme coudée ou en V. Une pyramide trigonale correspond plutôt à une espèce AX₃E.

Explication

Une position axiale possède trois voisins à 90°, ce qui augmente les répulsions subies par un doublet non liant. La position équatoriale est donc préférée car elle réduit ces interactions rapprochées.

Explication

Les répulsions augmentent d’abord entre deux doublets liants, puis entre un doublet non liant et un doublet liant, et enfin entre deux doublets non liants. Les doublets non liants occupent davantage d’espace autour de l’atome central, ce qui explique leur répulsion plus forte.

Explication

Les angles sont respectivement de 109,5° dans CH₄, 107° dans NH₃ et 105° dans H₂O. La diminution s’explique par la présence croissante de doublets non liants, dont les répulsions compriment les angles de liaison.

Explication

Une orbitale moléculaire est un modèle de chimie quantique qui décrit les états électroniques au niveau des molécules. Elle ne correspond donc pas à une trajectoire classique de noyau.

Explication

L’approximation de Born-Oppenheimer sépare les mouvements en considérant les noyaux fixes pendant l’étude du mouvement électronique. Elle ne fixe donc pas les électrons pour étudier ensuite les noyaux.

Explication

Dans la méthode CLOA, l’addition des orbitales atomiques est associée à une orbitale moléculaire liante, tandis que leur soustraction donne une orbitale antiliante. Le signe de combinaison distingue donc les deux situations dans cet exemple.

Explication

Une interaction efficace exige des orbitales atomiques d’énergies suffisamment proches et un recouvrement respectant la symétrie. Une forte différence d’énergie ou une symétrie incompatible limite la combinaison.

Explication

L’ordre de liaison se calcule par $OL=\frac{n_{liants}-n_{antiliants}}{2}$, donc $OL=\frac{6-2}{2}=2$. Les électrons antiliants diminuent l’ordre de liaison, contrairement aux électrons liants.

Explication

Dans $H_2$, les électrons occupent davantage les orbitales liantes, ce qui donne $OL=1$, alors que les contributions liante et antiliante se compensent dans $He_2$. Un ordre de liaison nul explique que $He_2$ ne soit pas observée dans la nature.

Explication

Un ordre de liaison élevé correspond à une interaction plus forte et à une distance internucléaire plus courte. Un nombre accru d’électrons antiliants tend au contraire à réduire l’ordre de liaison.

Explication

Une espèce diamagnétique présente autant d’électrons de spin $+1/2$ que de spin $-1/2$, tandis qu’une espèce paramagnétique possède des nombres différents. La paramagnéticité ne correspond donc pas à une absence d’électrons.

Explication

L’hybridation combine des orbitales atomiques du même atome afin de construire des orbitales hybrides décrivant qualitativement les liaisons interatomiques. Elle ne correspond pas à une fusion directe d’orbitales provenant de plusieurs atomes.

Explication

L’hybridation $sp^3$ produit quatre orbitales hybrides, tandis que $sp$ en produit deux et $sp^2$ en produit trois. Le nombre d’orbitales hybrides correspond au nombre d’orbitales atomiques combinées.

Explication

Dans $CH_4$, une orbitale s et trois orbitales p du carbone se combinent pour former quatre orbitales $sp^3$ de même énergie, orientées selon une géométrie tétraédrique. La géométrie planaire à $120^\circ$ caractérise plutôt une hybridation $sp^2$, comme dans $C_2H_4$.

Explication

L’hybridation $sp^2$ engendre trois orbitales hybrides coplanaires orientées selon des angles d’environ $120^\circ$. La géométrie tétraédrique à $109{,}5^\circ$ correspond à l’hybridation $sp^3$.