QCM : Notion d’atome et propriétés périodiques (51 questions)

Questions et réponses du QCM

1. Une équipe prépare une réaction chimique destinée à un procédé industriel. Concernant sa maîtrise, quelles propositions sont exactes ?

La maîtrise d’une réaction chimique repose sur la connaissance de ses seuls aspects thermodynamiques.
La chimie intervient notamment dans des domaines comme l’industrie, le bâtiment et l’informatique.
Le corps humain est le siège de plus de 2000 réactions contrôlées thermodynamiquement et cinétiquement.
Les formes allotropiques du carbone 12 comprennent le diamant, le graphite et les cristaux de sel.
La réalisation de cette réaction demande de maîtriser ses aspects thermodynamiques et cinétiques.

La chimie intervient notamment dans des domaines comme l’industrie, le bâtiment et l’informatique. · Le corps humain est le siège de plus de 2000 réactions contrôlées thermodynamiquement et cinétiquement. · La réalisation de cette réaction demande de maîtriser ses aspects thermodynamiques et cinétiques.

Explication

La réaction demande la maîtrise des aspects thermodynamiques et cinétiques, et la chimie intervient dans plusieurs domaines cités. Le corps humain héberge plus de 2000 réactions contrôlées de ces deux points de vue. Le sel n’est pas une forme allotropique du carbone, et la cinétique fait aussi partie des aspects à maîtriser.

2. Une présentation historique rapproche la conservation de la matière, l’alchimie et les propriétés de matériaux carbonés. Quelles propositions sont exactes ?

La loi associée aux expériences de Lavoisier se résume par « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme ».
La loi de conservation associée à Lavoisier affirme que la matière se crée lors des réactions.
Le diamant est dur, tandis que le graphite est friable, malgré leur composition carbonée.
L’alchimie associe notamment la transmutation des métaux à la recherche de la pierre philosophale.
Le PET issu d’acide téréphtalique et d’éthylène glycol est transparent et léger.

La loi associée aux expériences de Lavoisier se résume par « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme ». · Le diamant est dur, tandis que le graphite est friable, malgré leur composition carbonée. · L’alchimie associe notamment la transmutation des métaux à la recherche de la pierre philosophale. · Le PET issu d’acide téréphtalique et d’éthylène glycol est transparent et léger.

Explication

La formule de conservation est associée aux expériences de Lavoisier; le diamant et le graphite ont les propriétés mécaniques indiquées. Le PET est décrit comme transparent et léger, et l’alchimie comprend les recherches mentionnées. La conservation implique une transformation de la matière, non sa création.

3. Concernant les premiers modèles et conceptions de l’atome, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

Dalton propose que les atomes d’un même élément aient des masses différentes.
Un modèle atomique est une réalité directement visible qui demeure fixe au fil des découvertes.
Démocrite défend au Ve siècle av. J.-C. l’idée d’atomes insécables, contrairement à Aristote.
En 1808, Dalton propose que les réactions chimiques réarrangent les atomes constitutifs.
Un modèle atomique représente une réalité invisible et peut évoluer afin de prédire des phénomènes.

Démocrite défend au Ve siècle av. J.-C. l’idée d’atomes insécables, contrairement à Aristote. · En 1808, Dalton propose que les réactions chimiques réarrangent les atomes constitutifs. · Un modèle atomique représente une réalité invisible et peut évoluer afin de prédire des phénomènes.

Explication

Un modèle représente une réalité invisible, sert à prédire des phénomènes et peut évoluer. Démocrite soutient l’existence d’atomes insécables, alors qu’Aristote défend la divisibilité indéfinie. Dalton attribue aux réactions un réarrangement des atomes et considère les atomes d’un même élément comme identiques et de même masse.

4. Concernant les ordres de grandeur et les particules de l’atome, quelles propositions sont exactes ?

Le noyau mesure environ 10−1510^{-15} m, tandis que le nuage électronique s’étend sur environ 10−1010^{-10} m.
L’électron porte une charge de −1,602×10−19-1{,}602\times10^{-19} C et possède une masse de 9,1093×10−319{,}1093\times10^{-31} kg.
Le proton porte une charge de +1,602×10−19+1{,}602\times10^{-19} C et possède une masse de 1,6726×10−271{,}6726\times10^{-27} kg.
Le neutron est neutre et sa masse de 1,6749×10−271{,}6749\times10^{-27} kg est proche de celle du proton.
Le noyau a été découvert par Rutherford en 1914 grâce à la diffusion de particules alpha.

Le noyau mesure environ $$10^{-15}$$ m, tandis que le nuage électronique s’étend sur environ $$10^{-10}$$ m. · L’électron porte une charge de $$-1{,}602\times10^{-19}$$ C et possède une masse de $$9{,}1093\times10^{-31}$$ kg. · Le proton porte une charge de $$+1{,}602\times10^{-19}$$ C et possède une masse de $$1{,}6726\times10^{-27}$$ kg. · Le neutron est neutre et sa masse de $$1{,}6749\times10^{-27}$$ kg est proche de celle du proton.

Explication

Le noyau mesure environ 10−1510^{-15} m et le nuage électronique s’étend sur environ 10−1010^{-10} m. L’électron porte une charge de −1,602×10−19-1{,}602\times10^{-19} C et possède une masse de 9,1093×10−319{,}1093\times10^{-31} kg. Le proton porte une charge de +1,602×10−19+1{,}602\times10^{-19} C et possède une masse de 1,6726×10−271{,}6726\times10^{-27} kg. Le neutron est neutre et sa masse de 1,6749×10−271{,}6749\times10^{-27} kg est proche de celle du proton. Rutherford a découvert le noyau en 1911 grâce à la diffusion de particules alpha, et non en 1914.

5. Un échantillon contient 0,50 mol d’entités et le noyau d’un atome est caractérisé par Z et A. Quelles propositions sont exactes ?

Le nombre d’Avogadro vaut 6,022×10226,022 \times 10^{22} mol⁻¹.
Un nucléide est défini par son numéro atomique Z et son nombre de neutrons N.
Le nombre d’entités de l’échantillon s’obtient par N=n/NAN = n/N_A.
L’échantillon contient 3,011×10233,011 \times 10^{23} entités élémentaires.
Le nombre d’Avogadro désigne le nombre d’entités présentes dans un kilogramme.

L’échantillon contient $$3,011 \times 10^{23}$$ entités élémentaires.

Explication

Le calcul donne N=NAn=6,022×1023×0,50=3,011×1023N=N_A n=6,022 \times 10^{23}\times0,50=3,011 \times 10^{23} entités. Le nombre d’Avogadro vaut 6,022×10236,022 \times 10^{23} mol⁻¹, un nucléide est défini par Z et A, et la relation correcte est N=NAnN=N_A n.

6. À propos de l’évaluation de la criticité des matières premières minérales :

Dans l’édition DDRS 2019, le gris signale les éléments essentiels à la vie.
L’évaluation de criticité repose sur le risque d’approvisionnement et l’abondance terrestre.
Dans les représentations DDRS de 2019, la surface indique la criticité et la couleur l’abondance.
Une fiche peut inclure les usages, la production mondiale, les ressources et le recyclage.
Elle considère le risque d’approvisionnement et l’importance économique de la matière.

Une fiche peut inclure les usages, la production mondiale, les ressources et le recyclage. · Elle considère le risque d’approvisionnement et l’importance économique de la matière.

Explication

Les deux axes d’évaluation sont le risque d’approvisionnement (SR) et l’importance économique (EI), et les fiches couvrent notamment les usages, la production, les ressources et le recyclage. Dans les représentations DDRS, la surface code l’abondance et la couleur la criticité ; le gris de l’édition 2019 signale l’exploitation dans des zones de conflits armés.

7. Une équipe compare le rapport isotopique 18O/16O^{18}O/^{16}O dans des carottes de glace anciennes à une référence afin d’estimer le climat passé. Quelles propositions sont exactes ?

La méthode compare l’abondance d’isotopes appartenant à deux éléments différents.
Le rapport mesuré concerne deux isotopes du même élément, ici l’oxygène.
Un thermomètre isotopique estime une température à partir du rapport d’abondance de deux isotopes.
Des mesures dans les calottes glaciaires peuvent contribuer à estimer des températures passées.
L’estimation repose sur le rapport 18O/14C^{18}O/^{14}C mesuré dans les carottes de glace.

Le rapport mesuré concerne deux isotopes du même élément, ici l’oxygène. · Un thermomètre isotopique estime une température à partir du rapport d’abondance de deux isotopes. · Des mesures dans les calottes glaciaires peuvent contribuer à estimer des températures passées.

Explication

Un thermomètre isotopique déduit une température d’un rapport d’abondance entre deux isotopes d’un même élément ; le rapport utilisé ici est 18O/16O^{18}O/^{16}O. Les carottes glaciaires, comme les sédiments marins et les fossiles, permettent d’étudier les températures passées en comparant le rapport à une référence.

8. Concernant les caractéristiques d’une onde électromagnétique :

Ses champs électrique et magnétique oscillent à la même fréquence et sont perpendiculaires.
Sa fréquence correspond au nombre de cycles complets produits en une seconde.
Dans le vide, elle se propage à une vitesse de 3×1083 \times 10^8 m·s⁻¹.
Ses champs électrique et magnétique oscillent à des fréquences différentes.
Sa fréquence indique le nombre de cycles complets produits pendant une période.

Ses champs électrique et magnétique oscillent à la même fréquence et sont perpendiculaires. · Sa fréquence correspond au nombre de cycles complets produits en une seconde. · Dans le vide, elle se propage à une vitesse de $$3 \times 10^8$$ m·s⁻¹.

Explication

Les champs électrique et magnétique oscillent à la même fréquence, et la fréquence compte les cycles par seconde. Dans le vide, la vitesse vaut 3×1083 \times 10^8 m·s⁻¹ ; les champs ne sont donc pas à fréquences différentes, et le nombre de cycles par période ne définit pas la fréquence.

9. Pour une lumière de fréquence 6,0×10146{,}0 \times 10^{14} Hz dans le vide, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

Avec c=3,0×108c=3{,}0 \times 10^8 m·s⁻¹, sa longueur d’onde vaut 5,0×10−75{,}0 \times 10^{-7} m.
Des électrons peuvent être libérés par effet photoélectrique si la fréquence atteint le seuil requis.
Le spectre électromagnétique s’étend des rayons gamma aux ondes radio, en passant par le visible.
Sa longueur d’onde s’obtient en multipliant la fréquence par la vitesse de la lumière.
Dans le spectre, les ondes radio se situent du côté des longueurs d’onde courtes.

Avec $$c=3{,}0 \times 10^8$$ m·s⁻¹, sa longueur d’onde vaut $$5{,}0 \times 10^{-7}$$ m. · Des électrons peuvent être libérés par effet photoélectrique si la fréquence atteint le seuil requis. · Le spectre électromagnétique s’étend des rayons gamma aux ondes radio, en passant par le visible.

Explication

La relation λ=c/ν\lambda=c/\nu donne 3,0×108/(6,0×1014)=5,0×10−73{,}0\times10^8/(6{,}0\times10^{14})=5{,}0\times10^{-7} m. Le spectre comprend les familles citées et l’effet photoélectrique dépend d’une fréquence seuil ; la longueur d’onde est un quotient, et les ondes radio correspondent aux grandes longueurs d’onde.

10. À propos des photons associés à une radiation :

Pour une fréquence donnée, l’énergie du photon se calcule par E=hνE=h\nu.
Pour une longueur d’onde donnée, l’énergie du photon se calcule par E=hλcE=\frac{h\lambda}{c}.
Dans le vide, le photon possède une masse non nulle et une charge électrique nulle.
À fréquence plus élevée, l’énergie du photon augmente ; à longueur d’onde plus courte, elle augmente aussi.
L’hypothèse d’Einstein décrit l’énergie transportée par quanta appelés photons.

Pour une fréquence donnée, l’énergie du photon se calcule par $$E=h\nu$$. · À fréquence plus élevée, l’énergie du photon augmente ; à longueur d’onde plus courte, elle augmente aussi. · L’hypothèse d’Einstein décrit l’énergie transportée par quanta appelés photons.

Explication

Einstein associe aux quanta d’énergie des photons, dont l’énergie vaut E=hν=hc/λE=h\nu=hc/\lambda. Elle augmente avec la fréquence et lorsque la longueur d’onde diminue ; le photon a une masse nulle et la formule en fonction de la longueur d’onde place celle-ci au dénominateur.

11. Pour obtenir et caractériser le spectre d’émission de l’hydrogène, quelles propositions sont exactes ?

Les raies représentées comprennent notamment celles de 434,0434{,}0 nm et 656,2656{,}2 nm.
L’hydrogène à basse pression est excité par décharge électrique, puis sa lumière traverse un prisme.
Un électronvolt correspond à 1,6×10−191{,}6 \times 10^{-19} J.
Les raies représentées comprennent notamment celles de 396,2396{,}2 nm et 486,1486{,}1 nm.
La série de Balmer est observée dans le spectre d’émission de l’hydrogène en 1885.

Les raies représentées comprennent notamment celles de $$434{,}0$$ nm et $$656{,}2$$ nm. · L’hydrogène à basse pression est excité par décharge électrique, puis sa lumière traverse un prisme. · Un électronvolt correspond à $$1{,}6 \times 10^{-19}$$ J. · Les raies représentées comprennent notamment celles de $$396{,}2$$ nm et $$486{,}1$$ nm. · La série de Balmer est observée dans le spectre d’émission de l’hydrogène en 1885.

Explication

La conversion donnée est 1 eV=1,6×10−191\,\text{eV}=1{,}6\times10^{-19} J, et la série de Balmer est datée de 1885. Les longueurs d’onde citées appartiennent à ses raies représentées ; le dispositif utilise une décharge électrique dans l’hydrogène à basse pression, suivie du passage de la lumière à travers un prisme.

12. Concernant les spectres d’émission et la lumière blanche, quelle(s) proposition(s) est(sont) exacte(s) ?

Une excitation électrique de la matière produit un spectre de raies colorées sur fond coloré.
Après excitation thermique de la matière, le spectre émis présente des raies colorées sur fond blanc.
La lumière blanche possède un spectre continu comprenant des radiations de 400 à 780 nm.
La lumière blanche possède un spectre continu limité aux longueurs d’onde de 400 à 700 nm.
Un spectre continu contient des radiations qui se suivent sans interruption.

La lumière blanche possède un spectre continu comprenant des radiations de 400 à 780 nm. · Un spectre continu contient des radiations qui se suivent sans interruption.

Explication

Le spectre de la lumière blanche est continu et couvre 400 à 780 nm ; un continuum rassemble des radiations sans interruption. L’émission après excitation thermique ou électrique forme des raies colorées sur fond noir, et non sur fond blanc ou coloré.

13. Concernant les modèles de Bohr et de Slater :

Dans Slater, les électrons situés entre le noyau et l’électron étudié font écran.
Le modèle de Bohr intègre les répulsions entre électrons des atomes polyélectroniques.
Le modèle de Slater néglige les répulsions interélectroniques dans les atomes polyélectroniques.
Le modèle de Bohr considère les interactions entre l’électron et le noyau.
Dans Slater, les électrons externes augmentent la charge nucléaire ressentie par l’électron étudié.

Dans Slater, les électrons situés entre le noyau et l’électron étudié font écran. · Le modèle de Bohr considère les interactions entre l’électron et le noyau.

Explication

Bohr ne prend en compte que les interactions électron-noyau, tandis que Slater tient également compte des répulsions interélectroniques. Dans Slater, les électrons placés entre le noyau et l’électron considéré écrantent la charge nucléaire, ce qui réduit la charge effective ressentie.

14. Pour un électron étudié, trois autres électrons exercent chacun une constante d’écran de 0,2 ; quelle interprétation est correcte ?

La charge effective s’obtient en ajoutant la somme d’écran à la charge nucléaire.
Le modèle de Slater sert à estimer des énergies d’ionisation atomiques.
La constante d’écran additionne les contributions des électrons, y compris l’électron étudié.
Le modèle de Slater estime les énergies d’ionisation des atomes monoélectroniques.
La somme des constantes d’écran vaut 0,6 pour cet électron étudié.

Le modèle de Slater sert à estimer des énergies d’ionisation atomiques. · La somme des constantes d’écran vaut 0,6 pour cet électron étudié.

Explication

La somme des trois contributions vaut 0,2+0,2+0,2=0,60{,}2+0{,}2+0{,}2=0{,}6, et la charge effective est définie par Z∗=Z−σZ^*=Z-\sigma. Le modèle permet d’estimer les énergies d’ionisation des atomes polyélectroniques ; la somme exclut l’électron étudié.

15. Dans un atome, une orbitale contient déjà un électron de spin +12+\frac12 ; quelles propositions décrivent correctement les contraintes quantiques ?

Au niveau principal n=3n=3, le nombre maximal d’orbitales est 2n22n^2.
Chaque électron atomique est décrit par trois nombres quantiques, sans nombre de spin.
Un second électron peut occuper cette orbitale avec un spin −12-\frac12.
Deux électrons d’un même atome peuvent partager les quatre nombres quantiques identiques.
Le nombre quantique de spin peut prendre les valeurs +12+\frac12 et −12-\frac12.

Un second électron peut occuper cette orbitale avec un spin $$-\frac12$$. · Le nombre quantique de spin peut prendre les valeurs $$+\frac12$$ et $$-\frac12$$.

Explication

Le principe de Pauli autorise au plus deux électrons par orbitale, avec des spins opposés. Le spin prend les valeurs +12+\frac12 et −12-\frac12 ; chaque électron est caractérisé par quatre nombres quantiques, et le nombre maximal d’orbitales est n2n^2.

16. Lors du remplissage des orbitales d’un atome, quelles règles permettent de déterminer l’ordre et la répartition des électrons ?

La règle de Hund favorise l’appariement avant l’occupation séparée des orbitales dégénérées.
L’ordre de remplissage suit d’abord les valeurs décroissantes de n+ln+l.
Entre deux orbitales de même valeur n+ln+l, celle de plus petit nn se remplit d’abord.
Les orbitales isoénergétiques sont occupées séparément autant que possible avant l’appariement.
Une sous-couche pp peut accueillir au maximum dix électrons.

Entre deux orbitales de même valeur $$n+l$$, celle de plus petit $$n$$ se remplit d’abord. · Les orbitales isoénergétiques sont occupées séparément autant que possible avant l’appariement.

Explication

La règle de Klechkowski impose les valeurs croissantes de n+ln+l, puis privilégie le plus petit nn en cas d’égalité. Hund favorise l’occupation séparée des orbitales isoénergétiques ; une sous-couche pp peut accueillir six électrons, et non dix.

17. Une étudiante écrit les configurations électroniques de l’oxygène et du titane ; quelle interprétation est exacte ?

Dans une configuration abrégée, les électrons après les crochets sont les électrons de valence.
La configuration abrégée du titane s’écrit [Ne] 3d² 4s².
La configuration de l’oxygène se termine par 2p22p^2 après remplissage de ses sous-couches internes.
Le titane possède vingt-deux électrons et sa configuration de remplissage se termine par 3d43d^4.
L’oxygène, qui possède huit électrons, a pour configuration 1s2 2s2 2p41s^2\,2s^2\,2p^4.

Dans une configuration abrégée, les électrons après les crochets sont les électrons de valence. · L’oxygène, qui possède huit électrons, a pour configuration $$1s^2\,2s^2\,2p^4$$.

Explication

Dans la notation abrégée du titane, le gaz rare précédent est l’argon : sa configuration s’écrit [Ar] 3d² 4s², et non [Ne] 3d² 4s². Les électrons écrits après les crochets sont les électrons de valence, tandis que ceux du gaz rare entre crochets sont les électrons de cœur. L’oxygène possède quatre électrons dans la sous-couche 2p et sa configuration est 1s² 2s² 2p⁴. Le titane possède vingt-deux électrons et sa configuration dans l’ordre de remplissage se termine par 4s² 3d².

18. Lorsqu’on forme des ions ou qu’on écrit les configurations du cuivre et du chrome, quelles propositions sont exactes ?

Le chrome possède la configuration [Ar] 3d4 4s2[\mathrm{Ar}]\,3d^4\,4s^2 à l’état fondamental.
L’ion Ti2+\mathrm{Ti}^{2+} conserve 4s24s^2 et perd ses deux électrons 3d3d.
Pour les éléments concernés, l’ionisation enlève les électrons de 4s4s avant ceux de 3d3d.
L’ion Ti2+\mathrm{Ti}^{2+} s’écrit [Ar] 3d2 4s0[\mathrm{Ar}]\,3d^2\,4s^0.
Le cuivre possède la configuration [Ar] 3d10 4s1[\mathrm{Ar}]\,3d^{10}\,4s^1 en raison de la stabilité de sa sous-couche dd pleine.

Pour les éléments concernés, l’ionisation enlève les électrons de $$4s$$ avant ceux de $$3d$$. · L’ion $$\mathrm{Ti}^{2+}$$ s’écrit $$[\mathrm{Ar}]\,3d^2\,4s^0$$. · Le cuivre possède la configuration $$[\mathrm{Ar}]\,3d^{10}\,4s^1$$ en raison de la stabilité de sa sous-couche $$d$$ pleine.

Explication

Lors de l’ionisation des éléments concernés, les électrons 4s4s sont arrachés avant les électrons 3d3d ; cela donne [Ar] 3d2 4s0[\mathrm{Ar}]\,3d^2\,4s^0 pour Ti2+\mathrm{Ti}^{2+}. Le cuivre a une sous-couche 3d3d pleine et le chrome une sous-couche 3d3d demi-pleine, d’où leurs configurations particulières 3d104s13d^{10}4s^1 et 3d54s13d^54s^1.

19. Concernant le nombre d’oxydation dans une espèce chimique :

Dans un composé covalent, il correspond à la charge réelle mesurée sur l’atome considéré.
Le nombre d’oxydation s’écrit en chiffres arabes à côté de l’atome.
La somme des nombres d’oxydation d’une espèce neutre vaut +I.
Pour l’ion simple Fe²⁺, le nombre d’oxydation du fer vaut +II.
Un nombre d’oxydation peut être positif ou négatif, mais pas nul.

Pour l’ion simple Fe²⁺, le nombre d’oxydation du fer vaut +II.

Explication

Dans un ion simple, le nombre d’oxydation égale la charge réelle : Fe²⁺ porte donc +II. Dans un composé, la charge est fictive, la somme des nombres d’oxydation égale la charge totale, la notation se fait en chiffres romains et le nombre d’oxydation peut aussi être nul.

20. Dans une comparaison des rayons atomiques au sein du tableau périodique, quelles propositions sont exactes ?

La formule du rayon atomique place le carré de Z* au numérateur.
Les éléments d’un même groupe ont le même nombre d’électrons de valence.
En descendant une colonne, le rayon atomique augmente généralement.
Dans une période, le rayon atomique augmente de gauche à droite.
Le rayon atomique est défini par la moitié de la distance entre deux atomes différents.

Les éléments d’un même groupe ont le même nombre d’électrons de valence. · En descendant une colonne, le rayon atomique augmente généralement.

Explication

Le rayon atomique augmente en descendant une colonne, et les éléments d’un même groupe partagent le même nombre d’électrons de valence. Sa définition fait référence à l’atome isolé ou à la moitié de la distance entre deux atomes ; dans la formule, (n*)² est au numérateur et Z* au dénominateur. Le rayon diminue de gauche à droite dans une période.

21. Un laboratoire compare des rayons associés à des atomes et à des ions. Quelles propositions sont exactes ?

Dans une série isoélectronique, le rayon ionique diminue quand la charge nucléaire augmente.
À noyau identique, un anion a un rayon supérieur à celui de l’atome correspondant.
Le rayon de covalence vaut la moitié de la distance entre deux atomes identiques liés covalemment.
Dans une période, le rayon atomique augmente de gauche à droite.
Le rayon métallique correspond à la moitié de la distance entre deux atomes identiques dans un métal.

Dans une série isoélectronique, le rayon ionique diminue quand la charge nucléaire augmente. · À noyau identique, un anion a un rayon supérieur à celui de l’atome correspondant. · Le rayon de covalence vaut la moitié de la distance entre deux atomes identiques liés covalemment. · Le rayon métallique correspond à la moitié de la distance entre deux atomes identiques dans un métal.

Explication

À noyau identique, l’ordre des rayons est anion > atome > cation : gagner des électrons augmente le rayon, tandis qu’en perdre le diminue. Dans une période, le rayon atomique diminue de gauche à droite. Le rayon de covalence et le rayon métallique sont chacun définis comme la moitié d’une distance entre atomes identiques dans le contexte correspondant. Dans une série isoélectronique, le rayon ionique diminue lorsque Z augmente.

22. À propos des grandeurs énergétiques et électroniques définies pour les atomes, quelles propositions sont exactes ?

L’affinité électronique mesure l’attraction des électrons d’une liaison entre deux atomes.
L’électronégativité mesure la tendance d’un atome à attirer les électrons d’une liaison.
L’énergie d’ionisation décrit l’ajout d’un électron à un atome isolé à 0 K.
L’affinité électronique est associée à l’ajout d’un électron à un atome isolé gazeux à 0 K.
L’énergie d’ionisation arrache un électron à une espèce gazeuse dans son état fondamental.

L’électronégativité mesure la tendance d’un atome à attirer les électrons d’une liaison. · L’affinité électronique est associée à l’ajout d’un électron à un atome isolé gazeux à 0 K. · L’énergie d’ionisation arrache un électron à une espèce gazeuse dans son état fondamental.

Explication

L’énergie d’ionisation correspond à l’arrachement d’un électron à une espèce gazeuse dans son état fondamental. L’affinité électronique concerne l’ajout d’un électron à un atome isolé à l’état fondamental, à 0 K et en phase gazeuse ; l’électronégativité caractérise l’attraction des électrons d’une liaison. Les deux dernières propositions intervertissent ces définitions.

23. Dans une réaction, une espèce A cède des électrons à une espèce B appartenant à un autre couple redox. Concernant cette réaction :

L’espèce A est un oxydant puisqu’elle cède des électrons à l’espèce B.
Le transfert d’électrons s’effectue du réducteur vers l’oxydant entre deux couples différents.
L’espèce A est un réducteur puisqu’elle peut donner un ou plusieurs électrons.
L’espèce B est un réducteur puisqu’elle reçoit des électrons de l’espèce A.
L’espèce B est un oxydant puisqu’elle peut gagner un ou plusieurs électrons.

Le transfert d’électrons s’effectue du réducteur vers l’oxydant entre deux couples différents. · L’espèce A est un réducteur puisqu’elle peut donner un ou plusieurs électrons. · L’espèce B est un oxydant puisqu’elle peut gagner un ou plusieurs électrons.

Explication

Une espèce qui donne des électrons est un réducteur, tandis qu’une espèce qui en gagne est un oxydant. La réaction décrite transfère bien des électrons du réducteur vers l’oxydant appartenant à deux couples différents.

24. Deux atomes s’approchent et leurs interactions électrostatiques conduisent à la formation d’une liaison. Quelles propositions sont exactes ?

La formation d’une liaison libère de l’énergie, avec une variation d’enthalpie positive.
La formation d’une liaison correspond à un maximum d’énergie dû aux interactions entre atomes.
La liaison se forme à une distance correspondant à un minimum d’énergie du système.
Pour dissocier H₂ en atomes gazeux, la variation d’enthalpie indiquée est de −436 kJ.
Une molécule est un ensemble d’atomes liés entre eux par des liaisons.

La liaison se forme à une distance correspondant à un minimum d’énergie du système. · Une molécule est un ensemble d’atomes liés entre eux par des liaisons.

Explication

La formation d’une liaison correspond à un minimum d’énergie, et une molécule rassemble des atomes liés. La dissociation de H₂ demande 436 kJ, tandis que la formation d’une liaison libère de l’énergie ; elle ne correspond donc pas à un maximum énergétique.

25. Pour atteindre une configuration électronique stable, des atomes peuvent suivre différentes voies. Parmi les propositions suivantes, lesquelles sont exactes ?

Un atome peut s’ioniser, comme le sodium qui forme l’ion Na⁺.
Des atomes peuvent s’associer en mettant en commun des doublets d’électrons.
La mise en commun de doublets conduit à une ionisation, comme la formation de Na⁺.
Les électrons engagés dans les liaisons chimiques sont des électrons de valence.
Les électrons de cœur constituent les électrons mis en jeu dans les liaisons chimiques.

Un atome peut s’ioniser, comme le sodium qui forme l’ion Na⁺. · Des atomes peuvent s’associer en mettant en commun des doublets d’électrons. · Les électrons engagés dans les liaisons chimiques sont des électrons de valence.

Explication

L’ionisation, illustrée par Na⁺, et l’association par mise en commun de doublets sont deux voies possibles vers la stabilité. Les liaisons mettent en jeu les électrons de valence, et non les électrons de cœur ; une mise en commun forme une liaison plutôt qu’un ion par elle-même.

26. Un étudiant utilise le modèle de Lewis pour étudier un élément des blocs s ou p. Concernant ce modèle :

Un doublet liant ou non liant y est représenté par un tiret.
Une lacune y est représentée par un carré.
Il représente les électrons de valence et aide à prévoir le nombre de liaisons formées.
Il représente principalement les électrons des couches internes et décrit mal les éléments des blocs s et p.
Un électron célibataire y est représenté par un point.

Un doublet liant ou non liant y est représenté par un tiret. · Une lacune y est représentée par un carré. · Il représente les électrons de valence et aide à prévoir le nombre de liaisons formées. · Un électron célibataire y est représenté par un point.

Explication

Le modèle de Lewis représente les électrons de valence et permet de prévoir le nombre de liaisons, notamment pour les éléments des blocs s et p. Son formalisme utilise un tiret pour un doublet, un point pour un électron célibataire et un carré pour une lacune ; il ne représente pas principalement les électrons internes.

27. Dans une molécule, deux atomes forment une liaison covalente simple. Cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

Le nombre de liaisons covalentes correspond au nombre de doublets non liants.
Dans une covalence simple, un seul atome apporte les deux électrons du doublet liant.
Dans une covalence simple, chacun des deux atomes apporte un électron au doublet.
La liaison covalente résulte de deux électrons de valence formant un doublet liant.
Une liaison covalente simple correspond à deux doublets liants et à quatre électrons partagés.

Dans une covalence simple, chacun des deux atomes apporte un électron au doublet. · La liaison covalente résulte de deux électrons de valence formant un doublet liant.

Explication

Une liaison covalente correspond à un doublet liant constitué de deux électrons de valence, et chaque atome apporte un électron dans une covalence simple. Un doublet ne contient pas quatre électrons ; le doublet liant n’est pas apporté par un seul atome dans ce cas, et le nombre de liaisons correspond aux doublets liants.

28. Concernant la liaison covalente dative :

Les deux atomes apportent chacun un électron à la liaison.
Une liaison dative se caractérise par un partage égal des électrons entre les noyaux.
L’eau peut former une liaison dative en se combinant avec un proton.
Les deux électrons de la liaison sont apportés par le même atome.
La liaison dative est aussi appelée liaison covalente de coordination.

L’eau peut former une liaison dative en se combinant avec un proton. · Les deux électrons de la liaison sont apportés par le même atome. · La liaison dative est aussi appelée liaison covalente de coordination.

Explication

Dans une liaison dative, le même atome fournit les deux électrons ; la liaison est aussi dite de coordination. L’eau peut en former une avec un proton, tandis que l’apport d’un électron par chaque atome caractérise une covalence simple et que le partage égal décrit une liaison pure.

29. Une liaison de coordination se forme entre un donneur et un accepteur : quelles propositions sont exactes ?

L’eau peut être donneuse face à un proton accepteur dans une liaison de coordination.
L’accepteur fournit les deux électrons de la liaison de coordination.
Le donneur joue le rôle d’une base au sens de Lewis dans cette liaison.
L’accepteur joue le rôle d’un acide au sens de Lewis dans cette liaison.
Les deux électrons de cette liaison sont fournis par l’accepteur.

L’eau peut être donneuse face à un proton accepteur dans une liaison de coordination. · Le donneur joue le rôle d’une base au sens de Lewis dans cette liaison. · L’accepteur joue le rôle d’un acide au sens de Lewis dans cette liaison.

Explication

Dans une liaison de coordination, les deux électrons sont fournis par le même atome, qui est le donneur. L’eau peut donner ce doublet au proton accepteur. Le donneur est une base de Lewis et l’accepteur un acide de Lewis ; attribuer les deux électrons à l’accepteur est donc incorrect.

30. Pour déterminer la charge formelle d’un atome, quelles propositions sont exactes ?

Pour un atome, le nombre d’électrons en propre additionne les doublets non liants et la moitié des électrons liants.
Si les électrons en propre dépassent les électrons de valence, l’atome porte une charge positive.
Si ce nombre dépasse les électrons de valence, l’atome porte une charge négative.
Dans NH₂⁻, l’azote compte six électrons en propre pour cinq électrons de valence.
Les électrons en propre se calculent en ajoutant aux électrons liants la moitié des doublets non liants.

Pour un atome, le nombre d’électrons en propre additionne les doublets non liants et la moitié des électrons liants. · Si ce nombre dépasse les électrons de valence, l’atome porte une charge négative. · Dans NH₂⁻, l’azote compte six électrons en propre pour cinq électrons de valence.

Explication

Les électrons en propre correspondent aux doublets non liants plus la moitié des électrons liants. Un excédent sur les électrons de valence entraîne une charge négative, comme pour l’azote de NH₂⁻, qui en compte six contre cinq ; les deux dernières propositions inversent la formule ou le signe de la charge.

31. Un étudiant compare les configurations électroniques de H, He et d’atomes à partir de la deuxième période. Quelles propositions décrivent correctement les règles du duet et de l’octet ?

La règle du duet concerne les atomes à partir de la deuxième période et vise huit électrons.
La couche de valence de l’hydrogène tend à contenir deux électrons selon la règle du duet.
À partir de la deuxième période, les atomes tendent à atteindre huit électrons de valence.
BeH₂ et BH₃ illustrent des exceptions à la règle de l’octet pour des éléments du bloc p.
La règle de l’octet vise deux électrons sur la couche de valence de l’hélium.

La couche de valence de l’hydrogène tend à contenir deux électrons selon la règle du duet. · À partir de la deuxième période, les atomes tendent à atteindre huit électrons de valence.

Explication

La règle du duet concerne H et He, dont la couche de valence tend à contenir deux électrons ; à partir de la deuxième période, les atomes tendent à atteindre huit électrons de valence. BeH₂ et BH₃ sont des exemples où huit électrons autour de l’atome central ne sont pas atteints, notamment pour des éléments du bloc s. L’hélium relève du duet, et non d’une règle de l’octet visant deux électrons.

32. À propos de l’octet étendu dans les composés du phosphore, quelles propositions sont exactes ?

PCl₅ illustre un phosphore entouré de dix électrons dans le modèle de l’octet étendu.
Pour le phosphore, le nombre maximal de liaisons correspond à son nombre d’électrons de cœur.
L’atome central peut accueillir plus de huit électrons lorsque sa taille est trop faible.
Le phosphore peut former les composés PCl₃ et PCl₅.
L’extension de l’octet dépend aussi d’une taille suffisante de l’atome central.

PCl₅ illustre un phosphore entouré de dix électrons dans le modèle de l’octet étendu. · Le phosphore peut former les composés PCl₃ et PCl₅. · L’extension de l’octet dépend aussi d’une taille suffisante de l’atome central.

Explication

PCl₅ illustre un phosphore entouré de dix électrons dans le modèle de l’octet étendu. Pour le phosphore, le nombre maximal de liaisons correspond au nombre de ses électrons de valence, et non à celui de ses électrons de cœur. Le phosphore peut former PCl₃ et PCl₅, et l’extension de l’octet dépend aussi d’une taille suffisante de l’atome central. L’atome central doit être assez volumineux, et non trop petit, pour accueillir plus de huit électrons.

33. Concernant la théorie VSEPR :

Elle prévoit la géométrie moléculaire en minimisant les répulsions électroniques autour d’un atome central.
La théorie s’applique à la disposition des domaines électroniques autour d’un atome central donné.
Dans la notation AXₙEₚ, X désigne les atomes ou groupes d’atomes liés à l’atome considéré.
Dans la notation AXₙEₚ, E désigne les doublets liants autour de l’atome considéré.
Une liaison triple compte comme un seul voisin dans le décompte VSEPR autour de l’atome central.

Elle prévoit la géométrie moléculaire en minimisant les répulsions électroniques autour d’un atome central. · La théorie s’applique à la disposition des domaines électroniques autour d’un atome central donné. · Dans la notation AXₙEₚ, X désigne les atomes ou groupes d’atomes liés à l’atome considéré. · Une liaison triple compte comme un seul voisin dans le décompte VSEPR autour de l’atome central.

Explication

La VSEPR prévoit la géométrie en recherchant la disposition qui minimise les répulsions autour de l’atome central. Elle décrit la disposition des domaines électroniques autour de cet atome. X désigne les atomes ou groupes d’atomes liés à l’atome considéré, tandis qu'E représente les doublets non liants. Une liaison triple compte comme un seul voisin dans le décompte VSEPR.

34. Un atome central présente cinq domaines comptés par n+pn+p. Parmi les propositions suivantes concernant la géométrie VSEPR, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

Pour deux domaines, la géométrie idéale est plane trigonale, avec un angle proche de 120°.
Pour six domaines, la géométrie idéale est bipyramidale à base trigonale, avec des angles de 90°.
Sa géométrie idéale est une bipyramide à base trigonale, avec des angles idéaux de 120° et 90°.
Un doublet liant repousse davantage qu’un doublet non liant et augmente les angles opposés.
Pour quatre domaines, la géométrie idéale est tétraédrique, avec des angles proches de 109,5°.

Sa géométrie idéale est une bipyramide à base trigonale, avec des angles idéaux de 120° et 90°. · Pour quatre domaines, la géométrie idéale est tétraédrique, avec des angles proches de 109,5°.

Explication

Cinq domaines correspondent à une bipyramide à base trigonale, dont les angles idéaux sont 120° et 90° ; quatre domaines donnent un tétraèdre à environ 109,5°. Un doublet non liant exerce la répulsion la plus forte et abaisse les angles opposés, tandis que six domaines donnent une géométrie octaédrique et deux une géométrie linéaire.

35. Dans trois molécules de géométrie tétraédrique autour de l’atome central, les angles observés sont ceux des exemples usuels du cours. Quelles propositions sont exactes ?

L’angle de NH₃ est de 107°, inférieur aux 109,5° observés pour CH₄.
L’angle de H₂O est de 104,5°, inférieur à celui de NH₃.
Une liaison multiple est plus encombrante qu’une liaison simple et peut modifier les angles voisins.
Les angles opposés à une liaison multiple sont abaissés par son encombrement supérieur.
L’angle de NH₃ est de 104,5°, tandis que celui de H₂O est de 107°.

L’angle de NH₃ est de 107°, inférieur aux 109,5° observés pour CH₄. · L’angle de H₂O est de 104,5°, inférieur à celui de NH₃. · Une liaison multiple est plus encombrante qu’une liaison simple et peut modifier les angles voisins. · Les angles opposés à une liaison multiple sont abaissés par son encombrement supérieur.

Explication

Les exemples donnent 109,5° pour CH₄, 107° pour NH₃ et 104,5° pour H₂O. Une liaison multiple est plus encombrante qu’une liaison simple et abaisse les angles qui lui sont opposés ; les deux valeurs attribuées à NH₃ et H₂O dans la dernière proposition sont interverties.

36. Pour comparer des molécules ayant le même atome central, on augmente l’électronégativité des atomes qui lui sont liés. Cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

Dans la série NH₃, PH₃ et AsH₃, NH₃ présente l’angle le plus élevé.
Une différence d’électronégativité croissante augmente les angles entre les liaisons autour du même atome central.
Dans la série des hydrures, AsH₃ présente un angle de 93,83° et PH₃ de 91,58°.
La localisation électronique vers l’atome le plus électronégatif réduit les répulsions des doublets liants.
Les doublets liants occupent moins d’espace lorsque la différence d’électronégativité augmente.

Dans la série NH₃, PH₃ et AsH₃, NH₃ présente l’angle le plus élevé. · La localisation électronique vers l’atome le plus électronégatif réduit les répulsions des doublets liants. · Les doublets liants occupent moins d’espace lorsque la différence d’électronégativité augmente.

Explication

Quand la différence d’électronégativité augmente, les doublets liants occupent moins d’espace et les angles diminuent, car les électrons se localisent davantage vers l’atome le plus électronégatif. Les angles des hydrures sont de 107° pour NH₃, 93,83° pour PH₃ et 91,58° pour AsH₃ ; les deux dernières valeurs sont donc inversées dans la proposition correspondante.

37. À propos du moment dipolaire d’une liaison polaire :

Son vecteur est orienté de la charge partielle négative vers la charge partielle positive.
Une différence d’électronégativité plus grande entre deux atomes liés accroît le moment dipolaire de leur liaison.
Le doublet liant est attiré vers l’atome le plus électronégatif, qui porte la charge partielle négative.
La grandeur du moment dipolaire dépend de la séparation des charges au sein du dipôle.
Le module du moment dipolaire est égal au quotient de la charge par la distance qui sépare les charges.

Son vecteur est orienté de la charge partielle négative vers la charge partielle positive. · Une différence d’électronégativité plus grande entre deux atomes liés accroît le moment dipolaire de leur liaison. · Le doublet liant est attiré vers l’atome le plus électronégatif, qui porte la charge partielle négative. · La grandeur du moment dipolaire dépend de la séparation des charges au sein du dipôle.

Explication

Le vecteur du moment dipolaire est orienté de la charge partielle négative vers la charge partielle positive. Une différence d’électronégativité plus grande accroît le moment dipolaire de la liaison, et le doublet liant est attiré vers l’atome le plus électronégatif, qui porte la charge partielle négative. Le module dépend de la séparation des charges et vérifie la relation |μ⃗| = ql ; il ne correspond pas au quotient de la charge par cette distance.

38. Une liaison présente une différence d’électronégativité de 1,2 et une distance interatomique ll. Parmi les propositions suivantes, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

La liaison relève de la catégorie polaire, car sa différence d’électronégativité se situe entre 0,3 et 1,9.
Le module du moment dipolaire peut s’écrire ∣μ⃗∣=ql=δel|\vec{\mu}|=ql=\delta e l.
Dans la relation du moment dipolaire, ll représente la distance entre les deux atomes.
Une différence d’électronégativité de 1,2 place la liaison dans la catégorie ionique.
Pour calculer le module, la charge élémentaire vaut 1,602×10−19 C1{,}602\times10^{-19}\ \mathrm{C}.

La liaison relève de la catégorie polaire, car sa différence d’électronégativité se situe entre 0,3 et 1,9. · Le module du moment dipolaire peut s’écrire $$|\vec{\mu}|=ql=\delta e l$$. · Dans la relation du moment dipolaire, $$l$$ représente la distance entre les deux atomes. · Pour calculer le module, la charge élémentaire vaut $$1{,}602\times10^{-19}\ \mathrm{C}$$.

Explication

Une différence de 1,2 est comprise entre 0,3 et 1,9 : la liaison est donc polaire. Le module vérifie ∣μ⃗∣=ql=δel|\vec{\mu}|=ql=\delta e l, avec e=1,602×10−19 Ce=1{,}602\times10^{-19}\ \mathrm{C} et ll la distance interatomique ; le seuil de la catégorie ionique est supérieur à 1,9.

39. On additionne vectoriellement les moments dipolaires locaux d’une molécule et obtient un vecteur résultant nul. Quelles propositions sont exactes au sujet du moment dipolaire global ?

Un moment dipolaire global non nul caractérise une molécule polaire.
La molécule est apolaire, puisque son moment dipolaire global est nul.
Le Debye est une unité usuelle du moment dipolaire, avec 1 D=3,34×10−30 C⋅m1\ \mathrm{D}=3{,}34\times10^{-30}\ \mathrm{C\cdot m}.
La somme des moments dipolaires locaux est une somme scalaire de leurs modules.
Un résultat vectoriel nul caractérise une molécule polaire, car les dipôles locaux existent.

Un moment dipolaire global non nul caractérise une molécule polaire. · La molécule est apolaire, puisque son moment dipolaire global est nul. · Le Debye est une unité usuelle du moment dipolaire, avec $$1\ \mathrm{D}=3{,}34\times10^{-30}\ \mathrm{C\cdot m}$$.

Explication

Le moment global est la somme vectorielle des moments locaux : une résultante nulle correspond à une molécule apolaire, tandis qu’une résultante non nulle correspond à une molécule polaire. Le Debye vaut 3,34×10−30 C⋅m3{,}34\times10^{-30}\ \mathrm{C\cdot m} ; additionner les seuls modules ou assimiler une résultante nulle à une molécule polaire serait incorrect.

40. Deux atomes apportent chacun une orbitale atomique à une combinaison moléculaire. Parmi les propositions suivantes, lesquelles sont exactes ?

La soustraction des fonctions d’onde de deux orbitales 1s forme une orbitale moléculaire située au même niveau d’énergie que les orbitales atomiques de départ.
Une orbitale moléculaire résulte de la combinaison d’orbitales atomiques du même atome.
La combinaison de deux orbitales atomiques produit deux orbitales moléculaires.
Chaque orbitale moléculaire décrit un électron appartenant à la molécule formée.
L’addition des fonctions d’onde de deux orbitales 1s forme une orbitale liante.

La combinaison de deux orbitales atomiques produit deux orbitales moléculaires. · Chaque orbitale moléculaire décrit un électron appartenant à la molécule formée. · L’addition des fonctions d’onde de deux orbitales 1s forme une orbitale liante.

Explication

Une orbitale moléculaire, issue d’orbitales atomiques d’atomes différents, décrit un électron de la molécule. Deux orbitales atomiques donnent deux orbitales moléculaires ; leur addition produit une orbitale liante, tandis que leur soustraction produit une orbitale antiliante, située plus haut en énergie que les orbitales atomiques de départ.

41. Avec l’axe d’approche des atomes choisi comme axe z, cochez les propositions exactes concernant la formation des orbitales moléculaires :

Les orbitales de cœur se combinent efficacement grâce à leur proximité des noyaux.
Un recouvrement latéral efficace selon x ou y correspond à une liaison σ.
Un recouvrement longitudinal efficace selon z correspond à une liaison σ.
Des orbitales séparées par plus de 10 eV donnent des orbitales moléculaires proches des niveaux initiaux.
Une orbitale liante se situe plus bas en énergie que les orbitales atomiques de départ.

Un recouvrement longitudinal efficace selon z correspond à une liaison σ. · Des orbitales séparées par plus de 10 eV donnent des orbitales moléculaires proches des niveaux initiaux. · Une orbitale liante se situe plus bas en énergie que les orbitales atomiques de départ.

Explication

Une orbitale liante est plus basse en énergie que les orbitales atomiques initiales, et le recouvrement longitudinal selon z forme une liaison σ. Les orbitales de cœur se recouvrent mal ; au-delà de 10 eV d’écart, les niveaux moléculaires restent proches des niveaux initiaux. Un recouvrement latéral selon x ou y forme une liaison π, non σ.

42. Une molécule possède quatre électrons liants et deux électrons antiliants. Concernant son indice de liaison et sa stabilité, quelles propositions sont exactes ?

Son indice de liaison vaut 3, obtenu en additionnant les deux effectifs électroniques.
Un indice de liaison non nul correspond à une molécule instable dans le modèle présenté.
L’augmentation de l’ordre de liaison s’accompagne d’une énergie de liaison accrue.
Son indice de liaison vaut 1, calculé par la différence des effectifs divisée par deux.
Un indice de liaison nul correspond à une molécule stable dans le modèle présenté.

L’augmentation de l’ordre de liaison s’accompagne d’une énergie de liaison accrue. · Son indice de liaison vaut 1, calculé par la différence des effectifs divisée par deux.

Explication

L’indice vaut (4−2)/2=1(4-2)/2=1 ; un indice non nul correspond à une molécule stable dans le modèle présenté, contrairement à un indice nul. Quand l’ordre de liaison augmente, l’énergie augmente et la longueur de liaison diminue.

43. Une espèce possède un électron non apparié et un spin total non nul. Au sujet de ses propriétés magnétiques et de son statut de radical :

La présence d’un électron non apparié suffit à caractériser un radical.
Un diagramme moléculaire symétrique indique une molécule polaire dans ce modèle.
Son spin total non nul correspond à un comportement paramagnétique.
Un radical est une molécule dont tous les électrons sont appariés.
Un spin total nul caractérise une espèce paramagnétique avec électrons célibataires.

La présence d’un électron non apparié suffit à caractériser un radical. · Son spin total non nul correspond à un comportement paramagnétique.

Explication

Un spin total non nul indique des électrons célibataires et un comportement paramagnétique ; un électron non apparié caractérise un radical. Dans le modèle considéré, un diagramme symétrique correspond à une espèce apolaire, et un radical possède bien un électron non apparié.

44. On compare un solide constitué de quelques atomes liés à un solide comportant un très grand nombre d’atomes. Concernant la théorie des bandes :

L’augmentation du nombre d’atomes diminue le nombre d’orbitales moléculaires.
La théorie décrit les niveaux d’énergie des électrons dans un atome isolé seulement.
L’augmentation du nombre d’atomes rapproche les niveaux électroniques subdivisés.
Les niveaux électroniques restent distincts et espacés lorsque le nombre d’atomes augmente.
La théorie modélise les énergies accessibles aux électrons dans un solide.

L’augmentation du nombre d’atomes rapproche les niveaux électroniques subdivisés. · La théorie modélise les énergies accessibles aux électrons dans un solide.

Explication

Quand le nombre d’atomes liés augmente, les niveaux électroniques se subdivisent et deviennent de plus en plus proches, formant des bandes. La théorie des bandes modélise les énergies accessibles aux électrons d’un solide et aide à expliquer ses propriétés électriques. L’augmentation du nombre d’atomes liés entraîne davantage d’orbitales moléculaires, et la théorie porte sur les solides plutôt que sur les liquides.

45. Un matériau présente un gap de 0,8 eV entre ses bandes de valence et de conduction. Parmi les propositions suivantes concernant sa classification, lesquelles sont exactes ?

Il s’agit d’un isolant, car un gap inférieur à 1 eV correspond à plusieurs eV.
Il s’agit d’un isolant, car un gap de 0,8 eV est trop élevé pour conduire.
Il s’agit d’un conducteur, car les électrons franchissent un gap faible mais non nul.
Il s’agit d’un semi-conducteur, car son gap est faible et inférieur à 1 eV.
Il s’agit d’un conducteur, car tout gap inférieur à 1 eV est nul.

Il s’agit d’un semi-conducteur, car son gap est faible et inférieur à 1 eV.

Explication

Un gap de 0,8 eV est faible et inférieur ou égal à 1 eV : le matériau est un semi-conducteur. Un conducteur a un gap nul, tandis qu’un isolant présente un gap de plusieurs eV.

46. Concernant la géométrie et les liaisons de l’éthène C₂H₄ :

Les carbones de l’éthène forment quatre liaisons σ C-H et deux liaisons σ C-C.
L’éthène est plan trigonal, de type VSEPR AX₃, avec une hybridation sp² du carbone.
Dans l’éthène, les carbones forment quatre liaisons σ C-H et deux liaisons π C-C.
Dans l’éthène, les carbones forment deux liaisons σ C-H et deux liaisons π C-C.
L’éthène présente une liaison π C-C et deux liaisons σ C-C entre ses carbones.

L’éthène est plan trigonal, de type VSEPR AX₃, avec une hybridation sp² du carbone.

Explication

L’éthène est plan trigonal, de type AX₃, et ses carbones sont hybridés sp². Il comporte quatre liaisons σ C-H, une liaison σ C-C et une liaison π C-C. Les carbones ne forment donc pas deux liaisons σ C-C ni deux liaisons π C-C ; l’éthène n’est pas linéaire de type AX₂ avec une hybridation sp.

47. À propos de l’hybridation et des liaisons de l’éthyne C₂H₂ :

L’éthyne est linéaire, de type VSEPR AX₂, et ses carbones sont hybridés sp.
La liaison triple C-C de l’éthyne comprend deux liaisons π C-C.
Ses deux carbones forment deux liaisons σ C-H et une liaison σ C-C.
Pour l’éthyne, le nombre n + p associé à la géométrie vaut 2.
Les carbynes sont présentés comme un exemple d’hybridation sp du carbone.

L’éthyne est linéaire, de type VSEPR AX₂, et ses carbones sont hybridés sp. · La liaison triple C-C de l’éthyne comprend deux liaisons π C-C. · Ses deux carbones forment deux liaisons σ C-H et une liaison σ C-C. · Pour l’éthyne, le nombre n + p associé à la géométrie vaut 2. · Les carbynes sont présentés comme un exemple d’hybridation sp du carbone.

Explication

L’éthyne est linéaire, de type AX₂, avec n + p = 2 et une hybridation sp. Ses carbones forment deux liaisons σ C-H, une liaison σ C-C et deux liaisons π C-C ; les carbynes sont également présentés comme exemple d’hybridation sp.

48. Pour construire le diagramme OM d’une fonction carbonyle C=O, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

Une orbitale correspondant à un doublet non liant porte un électron dans cette représentation.
Le diagramme comprend des OM liantes σ C-O et π C-O ainsi que leurs OM anti-liantes.
Le carbone et l’oxygène de la fonction carbonyle sont tous deux hybridés sp.
Les OM liantes du carbonyle comprennent σ C-O et σ* C-O.
Une orbitale engagée dans une liaison est représentée avec un électron dans le modèle.

Le diagramme comprend des OM liantes σ C-O et π C-O ainsi que leurs OM anti-liantes. · Une orbitale engagée dans une liaison est représentée avec un électron dans le modèle.

Explication

Dans le modèle, une orbitale de liaison porte un électron et une orbitale associée à un doublet non liant en porte deux. Le diagramme carbonyle comporte les OM liantes σ et π ainsi que les OM anti-liantes σ* et π* ; les deux atomes sont hybridés sp².

49. Quelles sont les réponses exactes au sujet du diagramme OM de la fonction alcyne C≡C ?

Les carbones de la fonction alcyne sont représentés hybridés sp² dans ce diagramme.
Le diagramme présente des OM anti-liantes σ* C-C et π* C-C.
Le diagramme présente une OM liante σ C-C associée à la liaison entre carbones.
Chaque carbone de la fonction alcyne est hybridé sp dans le diagramme OM.
Le diagramme comporte une OM liante σ* C-C et une OM anti-liante σ C-C.

Le diagramme présente des OM anti-liantes σ* C-C et π* C-C. · Le diagramme présente une OM liante σ C-C associée à la liaison entre carbones. · Chaque carbone de la fonction alcyne est hybridé sp dans le diagramme OM.

Explication

Dans le diagramme de la fonction alcyne, chaque carbone est hybridé sp ; les OM liantes incluent σ C-C et π C-C, et les OM anti-liantes incluent σ* C-C et π* C-C. Les propositions qui inversent l’hybridation ou les caractères liant et anti-liant sont incorrectes.

50. Un étudiant établit le diagramme OM d’une liaison C-C simple d’alcane :

Chaque carbone de la liaison C-C est hybridé sp³ dans le diagramme.
Le diagramme comporte une OM liante σ C-C pour la liaison étudiée.
Chaque carbone de la liaison alcane est représenté hybridé sp dans le diagramme.
Le diagramme de la liaison simple présente des OM liantes π C-C et anti-liantes π* C-C.
Une OM anti-liante σ* C-C figure également dans ce diagramme.

Chaque carbone de la liaison C-C est hybridé sp³ dans le diagramme. · Le diagramme comporte une OM liante σ C-C pour la liaison étudiée. · Une OM anti-liante σ* C-C figure également dans ce diagramme.

Explication

Pour la fonction alcane C-C, chaque carbone est hybridé sp³ et le diagramme comporte une OM liante σ C-C ainsi qu’une OM anti-liante σ* C-C. Les OM π C-C et l’hybridation sp correspondent à d’autres situations, notamment à la fonction alcyne.

51. Un électron passe d’une couche d’énergie élevée à une couche plus basse dans le modèle de Bohr de 1913. Quelles propositions sont exactes ?

Lors de cette transition, l’électron émet un photon en passant vers une couche de plus basse énergie.
De Broglie attribue à l’électron une nature corpusculaire en 1924, sans dualité onde-particule.
Dans le modèle de Bohr, l’électron absorbe un photon en rejoignant une couche de plus basse énergie.
La conception ondulatoire de l’électron est attribuée à de Broglie en 1924.
Dans le modèle de Thomson de 1904, les électrons négatifs sont inclus dans une matière positive.

Lors de cette transition, l’électron émet un photon en passant vers une couche de plus basse énergie. · La conception ondulatoire de l’électron est attribuée à de Broglie en 1924. · Dans le modèle de Thomson de 1904, les électrons négatifs sont inclus dans une matière positive.

Explication

Dans le modèle de Bohr, une transition vers une couche de plus basse énergie s’accompagne de l’émission d’un photon. Le modèle de Thomson représente bien des électrons négatifs dans une matière positive, et de Broglie associe en 1924 l’électron à une nature ondulatoire et à la dualité onde-particule. L’absorption proposée pour la transition descendante est incorrecte, tout comme la réduction de la conception de de Broglie à une nature corpusculaire.

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Quels aspects faut-il maîtriser pour réaliser une réaction chimique ?

Ses aspects thermodynamiques et cinétiques.

Qu’est-ce qu’un modèle atomique ?

Une représentation visible d’une réalité invisible, construite pour prédire des phénomènes et susceptible d’évoluer.

Qui propose cinq hypothèses atomiques en 1808 ?

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