QCM : Notions essentielles de chimie — 17 questions

Explication

L’atome est le constituant fondamental de la matière. Le noyau et le nuage électronique sont des parties de l’atome, tandis que le proton est une particule du noyau.

Explication

Le noyau contient des nucléons, c’est-à-dire des protons chargés positivement et des neutrons électriquement neutres. Les électrons négatifs appartiennent au nuage électronique et non au noyau.

Explication

Le nuage électronique entoure le noyau et est constitué d’électrons chargés négativement. Les protons et les neutrons sont des nucléons situés dans le noyau.

Explication

Cette très grande différence d’échelle montre que l’atome est une structure lacunaire, composée essentiellement de vide. Les nucléons sont concentrés dans un noyau beaucoup plus petit que l’atome.

Explication

Pour un ion, le nombre d’électrons se calcule avec la relation $N_e=Z-q$, où $Z$ est le numéro atomique et $q$ la charge de l’ion. Le numéro atomique donne le nombre de protons, pas directement celui des électrons d’un ion.

Explication

La charge $q=-1$ donne $N_e=Z-q=17-(-1)=18$ électrons. L’atome neutre de chlore possède 17 électrons, mais l’ion chlorure en a gagné un.

Explication

Le numéro atomique $Z$ indique le nombre de protons, tandis que le nombre de masse $A$ indique le nombre total de nucléons. Les nucléons regroupent les protons et les neutrons.

Explication

Un élément chimique est défini par son numéro atomique $Z$, qui correspond à son nombre de protons. Le nombre de masse peut varier entre isotopes d’un même élément.

Explication

Les isotopes possèdent le même numéro atomique et donc le même symbole chimique, mais des nombres de masse différents. Cette différence provient d’un nombre de neutrons différent.

Explication

Le carbone naturel comprend les isotopes carbone 12, carbone 13 et carbone 14, le carbone 12 étant le plus abondant. Les nombres indiquent les nombres de masse des différents isotopes.

Explication

Une mole correspond à $6{,}02214\times10^{23}$ entités, tandis que les 12 g concernent la masse d’une mole de carbone 12. Confondre la mole avec une masse fixe de 12 g conduit donc à une définition incorrecte.

Explication

La constante d’Avogadro vaut $6{,}02214\times10^{23}\ \mathrm{mol}^{-1}$, car elle relie le nombre d’entités à la quantité de matière. L’unité $\mathrm{mol}$ désigne une quantité de matière et non l’inverse d’une mole.

Explication

L’unité $\mathrm{u}$ correspond à un douzième de la masse réelle d’un atome de carbone 12. La masse d’une mole de carbone 12 est une grandeur macroscopique et ne constitue pas directement la définition de cette unité.

Explication

La masse d’un atome de carbone 13 s’exprime en $\mathrm{u}$, tandis que la masse molaire d’une mole de cet isotope s’exprime en $\mathrm{g\,mol}^{-1}$, avec la même valeur numérique donnée. Les unités ne doivent donc pas être interchangées.

Explication

La classification périodique recense 118 éléments chimiques connus. Le nombre 92 correspond notamment à l’uranium dans le tableau périodique, et non au nombre total d’éléments recensés.

Explication

La disposition indiquée place le numéro atomique en haut à gauche et la masse molaire en haut à droite. Inverser ces positions constitue la confusion classique entre les deux grandeurs.

Explication

La masse molaire d’un composé s’obtient en additionnant les contributions de tous ses éléments, pondérées par leurs proportions dans la formule. Une moyenne simple néglige les quantités respectives des éléments et ne convient donc pas au calcul général.