QCM : Spectres et classification atomique — 68 questions

Questions et réponses du QCM

1. Concernant la constitution générale de l’atome, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

Un atome possède un noyau central entouré d’électrons.
Un atome possède une charge nette comme un ion.
Un atome est électriquement neutre à l’état considéré.
Le diamètre atomique est de l’ordre de 10−10 m10^{-10}\ \mathrm{m}.
Le noyau atomique présente une forme globalement sphérique.

Un atome possède un noyau central entouré d’électrons. · Un atome est électriquement neutre à l’état considéré. · Le diamètre atomique est de l’ordre de $$10^{-10}\ \mathrm{m}$$. · Le noyau atomique présente une forme globalement sphérique.

Explication

L’atome comprend un noyau central, des électrons et possède une dimension de l’ordre de 10−10 m10^{-10}\ \mathrm{m}. Il est électriquement neutre, contrairement à un ion chargé, et son noyau est décrit comme sphérique.

2. Parmi les propositions suivantes concernant les particules atomiques, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

Les neutrons se trouvent à l’extérieur du noyau atomique.
Le neutron ne possède pas de charge électrique.
Dans un atome neutre, électrons et protons sont en nombres égaux.
L’électron possède une masse d’environ 9,11×10−27 kg9{,}11\times10^{-27}\ \mathrm{kg}.
Le proton porte une charge électrique positive.

Le neutron ne possède pas de charge électrique. · Dans un atome neutre, électrons et protons sont en nombres égaux. · Le proton porte une charge électrique positive.

Explication

Les protons sont positifs, les neutrons neutres et les électrons négatifs. La neutralité atomique implique un nombre égal de protons et d’électrons, tandis que les neutrons appartiennent au noyau. La masse de l’électron est d’environ 9,11×10−31 kg9{,}11\times10^{-31}\ \mathrm{kg}.

3. À propos des caractéristiques de l’électron :

La masse de l’électron vaut environ 9,11×10−31 kg9{,}11\times10^{-31}\ \mathrm{kg}.
La charge de l’électron vaut +1,6022×10−19 C+1{,}6022\times10^{-19}\ \mathrm{C}.
La masse de l’électron vaut environ 1,67×10−27 kg1{,}67\times10^{-27}\ \mathrm{kg}.
La charge de l’électron est négative.
La charge électronique vaut −1,602×10−19 C-1{,}602\times10^{-19}\ \mathrm{C}.

La masse de l’électron vaut environ $$9{,}11\times10^{-31}\ \mathrm{kg}$$. · La charge de l’électron est négative. · La charge électronique vaut $$-1{,}602\times10^{-19}\ \mathrm{C}$$.

Explication

L’électron possède une masse d’environ 9,11×10−31 kg9{,}11\times10^{-31}\ \mathrm{kg} et une charge de −1,602×10−19 C-1{,}602\times10^{-19}\ \mathrm{C}. Les valeurs positives de charge et la masse proposée à 1,6749×10−27 kg1{,}6749\times10^{-27}\ \mathrm{kg} correspondent respectivement à une charge protonique et à une masse neutronique, non à celles de l’électron.

4. L’expérience de Rutherford avec une feuille d’or permet de retenir que :

L’expérience révèle une matière largement lacunaire.
La plupart des particules alpha traversent la feuille sans déviation.
Une très faible fraction des particules alpha subit une forte déviation.
La masse atomique est répartie uniformément dans tout le volume.
Les particules alpha sont principalement absorbées par la feuille métallique.

L’expérience révèle une matière largement lacunaire. · La plupart des particules alpha traversent la feuille sans déviation. · Une très faible fraction des particules alpha subit une forte déviation.

Explication

Rutherford observe que la plupart des particules alpha traversent la feuille sans déviation, tandis qu’une faible fraction est fortement déviée. Ces résultats indiquent une matière lacunaire et une masse concentrée dans une petite région centrale, non une répartition uniforme.

5. Concernant la définition d’un élément chimique, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

Un élément chimique constitue une entité fondamentale des corps simples.
Un élément chimique correspond à un nombre de nucléons particulier.
Un élément peut être commun à plusieurs variétés d’un même corps simple.
Un élément chimique se définit par son nombre de neutrons.
Un même élément peut intervenir dans différentes combinaisons chimiques.

Un élément chimique constitue une entité fondamentale des corps simples. · Un élément peut être commun à plusieurs variétés d’un même corps simple. · Un même élément peut intervenir dans différentes combinaisons chimiques.

Explication

Un élément chimique est une entité fondamentale commune aux variétés d’un même corps simple et à ses combinaisons. Il peut regrouper plusieurs isotopes et intervenir dans différentes combinaisons chimiques. Il n’est pas caractérisé par un nombre de nucléons particulier.

6. Parmi les propositions suivantes concernant isotopes et isobares, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

Des isotopes possèdent le même nombre de nucléons.
Les nombres de neutrons diffèrent entre isotopes.
Des isobares possèdent le même nombre de protons.
Des isobares possèdent le même nombre de nucléons.
Des isotopes possèdent le même nombre de protons.

Les nombres de neutrons diffèrent entre isotopes. · Des isobares possèdent le même nombre de nucléons. · Des isotopes possèdent le même nombre de protons.

Explication

Les isotopes ont le même nombre de protons ZZ mais des nombres de neutrons différents. Les isobares ont le même nombre de nucléons AA, avec des nombres de protons et de neutrons différents.

7. La mole correspond à :

Une quantité d’entités élémentaires liée à 12 g de carbone 12.
Un système contenant autant d’électrons que de protons.
Une unité SI de masse atomique.
Une unité SI de quantité de matière.
Une quantité définie à partir des atomes présents dans 12 g de carbone 12.

Une quantité d’entités élémentaires liée à 12 g de carbone 12. · Une unité SI de quantité de matière. · Une quantité définie à partir des atomes présents dans 12 g de carbone 12.

Explication

La mole est l’unité SI de quantité de matière. Elle correspond à un système contenant autant d’entités élémentaires qu’il y a d’atomes dans 12 g de carbone 12, et ne constitue pas une unité de masse atomique.

8. Concernant la constante d’Avogadro, quelle(s) est(sont) la(les) proposition(s) exacte(s) ?

Elle vaut environ 6,022×10−23 mol−16{,}022\times10^{-23}\ \mathrm{mol^{-1}}.
Elle vaut environ 6,022×1023 mol−16{,}022\times10^{23}\ \mathrm{mol^{-1}}.
Elle correspond à une énergie exprimée en joules.
Elle donne un nombre d’entités par mole.
Elle s’exprime en kg mol−1\mathrm{kg\,mol^{-1}}.

Elle vaut environ $$6{,}022\times10^{23}\ \mathrm{mol^{-1}}$$. · Elle donne un nombre d’entités par mole.

Explication

La constante d’Avogadro vaut NA=6,022×1023 mol−1N_A=6{,}022\times10^{23}\ \mathrm{mol^{-1}} et représente un nombre d’entités par mole. L’exposant négatif, l’unité de masse molaire et l’interprétation énergétique sont incorrects.

9. Concernant la quantification de l’énergie lumineuse :

L’énergie d’un photon s’écrit E=hcλE=\frac{hc}{\lambda}.
Le photon possède une masse nulle et une charge négative.
Les échanges énergétiques associés aux photons sont quantifiés.
L’énergie d’un photon s’écrit E=hνE=h\nu.
La constante de Planck vaut environ 6,6261×10−34 J s6{,}6261\times10^{-34}\ \mathrm{J\,s}.

L’énergie d’un photon s’écrit $$E=\frac{hc}{\lambda}$$. · Les échanges énergétiques associés aux photons sont quantifiés. · L’énergie d’un photon s’écrit $$E=h\nu$$. · La constante de Planck vaut environ $$6{,}6261\times10^{-34}\ \mathrm{J\,s}$$.

Explication

L’énergie photonique est donnée par E=hν=hcλE=h\nu=\frac{hc}{\lambda}, avec h=6,6261×10−34 J sh=6{,}6261\times10^{-34}\ \mathrm{J\,s}. Les échanges énergétiques associés aux photons sont quantifiés. Le photon possède une masse et une charge nulles.

10. Parmi les propositions suivantes concernant le photon, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

Le photon transporte un quantum d’énergie.
Le photon possède une masse nulle.
Le photon se propage à la vitesse de la lumière.
Le photon transporte une charge positive.
Le photon porte une charge électrique négative.

Le photon transporte un quantum d’énergie. · Le photon possède une masse nulle. · Le photon se propage à la vitesse de la lumière.

Explication

Le photon est une particule de masse et de charge nulles, se propageant à la vitesse de la lumière et transportant un quantum d’énergie. Il ne possède donc ni charge négative ni charge positive.

11. Une orbitale atomique est :

Une trajectoire circulaire fixe autour du noyau.
Une fonction définie par trois nombres quantiques.
Une fonction d’onde solution de l’équation de Schrödinger.
Une région dépourvue de description ondulatoire.
Une particule chargée se déplaçant autour du noyau.

Une fonction d’onde solution de l’équation de Schrödinger.

Explication

Une orbitale atomique est une fonction d’onde solution de l’équation de Schrödinger et définie par quatre nombres quantiques. Elle ne correspond donc ni à une trajectoire circulaire classique, ni à une particule distincte.

12. Concernant les nombres quantiques décrivant l’état d’un électron :

Le nombre quantique principal nn caractérise la couche électronique.
Les quatre nombres quantiques comprennent deux nombres principaux distincts.
Le nombre quantique azimutal ll caractérise la sous-couche électronique.
Le nombre magnétique mlm_l décrit l’orbitale occupée par l’électron.
Le nombre magnétique de spin msm_s décrit le spin de l’électron.

Le nombre quantique principal $$n$$ caractérise la couche électronique. · Le nombre quantique azimutal $$l$$ caractérise la sous-couche électronique. · Le nombre magnétique $$m_l$$ décrit l’orbitale occupée par l’électron. · Le nombre magnétique de spin $$m_s$$ décrit le spin de l’électron.

Explication

Les nombres nn, ll, mlm_l et msm_s décrivent respectivement la couche, la sous-couche, l’orbitale et le spin. Il n’existe pas deux nombres quantiques principaux parmi ces quatre nombres.

13. Parmi les propositions suivantes concernant le nombre quantique azimutal, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

Pour n=3n=3, la sous-couche f est permise par les valeurs accessibles de ll.
Le nombre quantique ll détermine directement la couche électronique principale.
Les valeurs l=0,1,2,3l=0,1,2,3 correspondent respectivement aux sous-couches s, p, d et f.
Pour une couche donnée, ll peut prendre des valeurs entières de 00 à n−1n-1.
La sous-couche p correspond à la valeur l=2l=2 du nombre azimutal.

Les valeurs $$l=0,1,2,3$$ correspondent respectivement aux sous-couches s, p, d et f. · Pour une couche donnée, $$l$$ peut prendre des valeurs entières de $$0$$ à $$n-1$$.

Explication

Le nombre azimutal vérifie 0≤l≤n−10\leq l\leq n-1 et associe successivement s, p, d et f à l=0,1,2,3l=0,1,2,3. La couche est définie par nn ; pour n=3n=3, ll ne dépasse pas 2, et p correspond à l=1l=1.

14. Une sous-couche possède un nombre quantique azimutal ll donné. Quelles propositions sont exactes ?

Le nombre de valeurs possibles de mlm_l est égal à 2l+12l+1.
Le nombre magnétique mlm_l détermine la valeur de l’énergie électronique.
Le nombre magnétique mlm_l ne peut prendre que des valeurs positives.
Le nombre magnétique mlm_l prend des valeurs entières comprises entre −l-l et +l+l.
Le nombre magnétique mlm_l possède 2l2l valeurs possibles.

Le nombre de valeurs possibles de $$m_l$$ est égal à $$2l+1$$. · Le nombre magnétique $$m_l$$ prend des valeurs entières comprises entre $$-l$$ et $$+l$$.

Explication

Le nombre mlm_l varie par valeurs entières de −l-l à +l+l, soit 2l+12l+1 possibilités. Il ne participe pas à l’énergie électronique et peut prendre des valeurs négatives, nulles ou positives.

15. Concernant le nombre quantique magnétique de spin d’un électron, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

Le nombre msm_s peut être égal à −12-\frac12.
Le nombre msm_s peut prendre les valeurs +1+1 et −1-1.
Le nombre msm_s varie avec les orientations orbitalaires décrites par mlm_l.
Le nombre msm_s possède quatre valeurs quantifiées possibles.
Le nombre msm_s peut être égal à +12+\frac12.

Le nombre $$m_s$$ peut être égal à $$-\frac12$$. · Le nombre $$m_s$$ peut être égal à $$+\frac12$$.

Explication

Le spin électronique est décrit par deux valeurs possibles : ms=+12m_s=+\frac12 et ms=−12m_s=-\frac12. Les valeurs ±1\pm1 et les orientations orbitalaires relèvent d’autres descriptions quantiques, notamment de mlm_l.

16. Les caractéristiques d’un ion hydrogénoïde comprennent :

Un seul électron est présent autour du noyau.
Un ion hydrogénoïde possède autant d’électrons que de protons dans son noyau.
Le noyau porte une charge électrique +Ze+Ze.
Un ion hydrogénoïde peut être formé à partir d’un atome de numéro atomique supérieur à un.
L’espèce provient d’un atome ayant perdu tous ses électrons sauf un.

Un seul électron est présent autour du noyau. · Le noyau porte une charge électrique $$+Ze$$. · Un ion hydrogénoïde peut être formé à partir d’un atome de numéro atomique supérieur à un. · L’espèce provient d’un atome ayant perdu tous ses électrons sauf un.

Explication

Un ion hydrogénoïde possède un seul électron et un noyau de charge +Ze+Ze, après perte de tous les autres électrons. Il peut donc provenir d’atomes multinucléaires en charge, tandis qu’un atome neutre possède autant d’électrons que de protons.

17. Pour un ion hydrogénoïde de charge nucléaire +Ze+Ze, quelle(s) relation(s) concernant l’énergie du niveau nn est(sont) exacte(s) ?

L’énergie d’un niveau lié est positive pour toutes les valeurs admissibles de nn.
L’énergie du niveau nn s’écrit En=−13,6Z2n2 eVE_n=-13{,}6\frac{Z^2}{n^2}\ \mathrm{eV}.
À nn fixé, l’énergie varie avec ZZ et non avec son carré.
Pour Z=1Z=1 et n=1n=1, l’énergie vaut +13,6 eV+13{,}6\ \mathrm{eV}.
À ZZ fixé, l’énergie devient moins négative lorsque nn augmente.

L’énergie du niveau $$n$$ s’écrit $$E_n=-13{,}6\frac{Z^2}{n^2}\ \mathrm{eV}$$. · À $$Z$$ fixé, l’énergie devient moins négative lorsque $$n$$ augmente.

Explication

La formule est En=−13,6Z2n2 eVE_n=-13{,}6\frac{Z^2}{n^2}\ \mathrm{eV}. À ZZ fixé, l’augmentation de nn rend l’énergie moins négative ; la dépendance porte sur Z2Z^2 et les niveaux liés ont une énergie négative.

18. Concernant les niveaux d’énergie d’un atome hydrogénoïde, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

L’état fondamental est le niveau de plus basse énergie électronique.
La limite d’ionisation correspond au niveau discret n=0n=0.
Les niveaux caractérisés par n>1n>1 sont des états excités.
La limite n→∞n\to\infty correspond à l’ionisation de l’électron.
Le niveau n=1n=1 correspond à l’état fondamental.

L’état fondamental est le niveau de plus basse énergie électronique. · Les niveaux caractérisés par $$n>1$$ sont des états excités. · La limite $$n\to\infty$$ correspond à l’ionisation de l’électron. · Le niveau $$n=1$$ correspond à l’état fondamental.

Explication

L’état fondamental est n=1n=1, tandis que les niveaux n>1n>1 sont excités. L’ionisation correspond à n→∞n\to\infty ; n=0n=0 n’est pas un niveau électronique autorisé.

19. À propos de la formule de Ritz-Rydberg pour l’hydrogène, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

Le nombre d’onde est défini par σ=1λ\sigma=\frac1\lambda.
La constante de Rydberg vaut approximativement 1,0973731×105 m−11{,}0973731\times10^5\ \mathrm{m^{-1}}.
Le facteur nucléaire intervenant dans la formule est proportionnel à ZZ.
Pour un ion hydrogénoïde, σ=RHZ2(1n2−1p2)\sigma=R_HZ^2\left(\frac1{n^2}-\frac1{p^2}\right).
La formule relie directement la longueur d’onde à la différence n−pn-p.

Le nombre d’onde est défini par $$\sigma=\frac1\lambda$$. · Pour un ion hydrogénoïde, $$\sigma=R_HZ^2\left(\frac1{n^2}-\frac1{p^2}\right)$$.

Explication

La formule définit σ=1/λ\sigma=1/\lambda et donne σ=RHZ2(1/n2−1/p2)\sigma=R_HZ^2(1/n^2-1/p^2). La constante vaut environ 1,0973731×107 m−11{,}0973731\times10^7\ \mathrm{m^{-1}}, la dépendance porte sur les inverses des carrés et sur Z2Z^2.

20. Concernant l’état fondamental de l’atome d’hydrogène :

Il correspond au niveau de plus grande énergie accessible à l’électron.
Il correspond au nombre quantique principal n=1n=1.
Son énergie est inférieure à celle des niveaux excités.
Il est situé en dessous des états associés aux valeurs n>1n>1.
L’électron y occupe le niveau de plus basse énergie.

Il correspond au nombre quantique principal $$n=1$$. · Son énergie est inférieure à celle des niveaux excités. · Il est situé en dessous des états associés aux valeurs $$n>1$$. · L’électron y occupe le niveau de plus basse énergie.

Explication

L’état fondamental de l’hydrogène est le niveau n=1n=1, de plus basse énergie. Les niveaux n>1n>1 sont excités et possèdent une énergie supérieure ; le niveau fondamental n’est donc pas le plus énergétique.

21. Parmi les propositions suivantes concernant l’ionisation de l’atome d’hydrogène, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

L’électron ionisé conserve une énergie finale négative.
L’ionisation marque la disparition de l’état lié de l’électron.
L’ionisation correspond à éloigner l’électron infiniment du noyau.
La limite d’ionisation est associée à n=0n=0.
Lorsque n→∞n\to\infty, l’énergie finale tend vers E∞=0E_\infty=0.

L’ionisation marque la disparition de l’état lié de l’électron. · L’ionisation correspond à éloigner l’électron infiniment du noyau. · Lorsque $$n\to\infty$$, l’énergie finale tend vers $$E_\infty=0$$.

Explication

L’ionisation éloigne l’électron infiniment du noyau et correspond à n→∞n\to\infty, avec E∞=0E_\infty=0. Elle fait disparaître l’état lié ; n=0n=0 n’est pas la limite d’ionisation et l’énergie finale n’est pas négative.

22. Un ion hydrogénoïde possède un niveau de nombre principal nn. Quelles propositions sont exactes concernant son énergie ?

À nn fixé, une augmentation de ZZ rend le niveau plus négatif.
Pour l’atome d’hydrogène, la valeur de ZZ est égale à 1.
La dépendance nucléaire de l’énergie est proportionnelle à ZZ.
Son énergie s’écrit En=−13,6×Z2n2 eVE_n=-13{,}6\times\frac{Z^2}{n^2}\ \mathrm{eV}.
Pour Z=1Z=1, l’énergie du niveau fondamental vaut +13,6 eV+13{,}6\ \mathrm{eV}.

À $$n$$ fixé, une augmentation de $$Z$$ rend le niveau plus négatif. · Pour l’atome d’hydrogène, la valeur de $$Z$$ est égale à 1. · Son énergie s’écrit $$E_n=-13{,}6\times\frac{Z^2}{n^2}\ \mathrm{eV}$$.

Explication

L’énergie vaut En=−13,6Z2/n2 eVE_n=-13{,}6Z^2/n^2\ \mathrm{eV}, et l’hydrogène correspond à Z=1Z=1. À nn fixé, augmenter ZZ accroît la valeur de Z2Z^2 et rend l’énergie plus négative ; la dépendance n’est pas linéaire en ZZ et l’état fondamental est négatif.

23. Les raies visibles de l’hydrogène sont caractérisées par les associations suivantes :

La raie Hβ possède une longueur d’onde de 434 nm434\ \mathrm{nm}.
La raie Hα possède une longueur d’onde de 656 nm656\ \mathrm{nm}.
La raie Hα possède une longueur d’onde de 486 nm486\ \mathrm{nm}.
La raie Hδ possède une longueur d’onde de 410 nm410\ \mathrm{nm}.
La raie Hγ possède une longueur d’onde de 434 nm434\ \mathrm{nm}.

La raie Hα possède une longueur d’onde de $$656\ \mathrm{nm}$$. · La raie Hδ possède une longueur d’onde de $$410\ \mathrm{nm}$$. · La raie Hγ possède une longueur d’onde de $$434\ \mathrm{nm}$$.

Explication

Les raies visibles sont Hα à 656 nm656\ \mathrm{nm}, Hβ à 486 nm486\ \mathrm{nm}, Hγ à 434 nm434\ \mathrm{nm} et Hδ à 410 nm410\ \mathrm{nm}. Les associations attribuant 434 nm434\ \mathrm{nm} à Hβ ou 486 nm486\ \mathrm{nm} à Hα permutent deux raies.

24. Concernant la configuration électronique d’un atome ou d’un ion, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

Elle indique directement le nombre de protons du noyau.
Elle classe les électrons selon leur masse atomique.
Elle décrit la répartition des électrons dans les sous-couches atomiques.
Elle détermine le numéro atomique indépendamment des électrons.
Le nombre d’électrons d’une sous-couche s’écrit en exposant.

Elle décrit la répartition des électrons dans les sous-couches atomiques. · Le nombre d’électrons d’une sous-couche s’écrit en exposant.

Explication

La configuration électronique décrit la répartition des électrons et utilise un exposant pour préciser leur nombre. Le nombre de protons relève du numéro atomique, tandis que la masse atomique ne sert pas à organiser les électrons.

25. Parmi les propositions suivantes concernant le principe d’exclusion de Pauli, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

Deux électrons ne peuvent pas avoir quatre nombres quantiques identiques.
Deux électrons d’une même orbitale possèdent des spins opposés.
Une orbitale doublement occupée contient deux électrons.
Le principe d’exclusion de Pauli a été formulé en 1926.
Deux électrons de même spin occupent des orbitales différentes.

Deux électrons ne peuvent pas avoir quatre nombres quantiques identiques. · Deux électrons d’une même orbitale possèdent des spins opposés. · Une orbitale doublement occupée contient deux électrons. · Deux électrons de même spin occupent des orbitales différentes.

Explication

Le principe d’exclusion de Pauli interdit à deux électrons d’avoir quatre nombres quantiques identiques. Dans une orbitale doublement occupée, les deux électrons ont donc des spins opposés, tandis que des électrons de même spin occupent des orbitales différentes. Ce principe a été formulé en 1925, et non en 1926.

26. Un niveau de nombre quantique principal n=3n=3 peut contenir :

Un maximum de 2727 électrons.
Un total de 99 orbitales.
Un maximum de 1818 électrons.
Un maximum de 99 électrons.
Un total de 66 orbitales.

Un total de $$9$$ orbitales. · Un maximum de $$18$$ électrons.

Explication

Pour n=3n=3, le niveau comporte n2=9n^2=9 orbitales et peut accueillir 2n2=182n^2=18 électrons. Les valeurs 66, 99 électrons et 2727 électrons ne correspondent pas à ces relations.

27. Concernant la règle de Klechkowsky, quelles sont les réponses exactes au sujet du remplissage orbitalaire ?

Les orbitales se remplissent selon l’ordre croissant de n+ln+l.
À valeur égale de n+ln+l, l’orbitale de plus grand nn est remplie en premier.
À valeur égale de n+ln+l, le plus petit nn est privilégié.
Le remplissage dépend d’abord du nombre maximal d’électrons par couche.
Les orbitales se remplissent selon l’ordre décroissant de n+ln+l.

Les orbitales se remplissent selon l’ordre croissant de $$n+l$$. · À valeur égale de $$n+l$$, le plus petit $$n$$ est privilégié.

Explication

La règle de Klechkowsky impose de remplir les orbitales selon l’ordre croissant de n+ln+l. Lorsque deux orbitales ont la même valeur de n+ln+l, celle de plus petit nn est remplie en premier. Cette règle ne repose pas sur le nombre maximal d’électrons par couche et ne fait pas intervenir l’ordre croissant de n−ln-l.

28. Concernant le classement des éléments dans la classification périodique, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

La classification moderne suit un numéro atomique ZZ croissant.
Le classement de Mendeleïev suivait un numéro atomique ZZ croissant.
La classification moderne classe les éléments selon leur rayon atomique.
Mendeleïev a proposé son classement en 1925.
La classification moderne suit une masse atomique croissante.

La classification moderne suit un numéro atomique $$Z$$ croissant.

Explication

La classification périodique moderne est organisée par numéro atomique ZZ croissant. Mendeleïev, en 1869, utilisait la masse atomique croissante; les autres critères et la date proposée sont donc inadaptés.

29. Les caractéristiques générales de la classification périodique comprennent :

Dix-sept colonnes appartiennent au bloc s.
Sept lignes appelées périodes.
Dix-huit colonnes appelées groupes.
Huit lignes appartiennent au bloc f.
Les blocs s, p, d et f.

Sept lignes appelées périodes. · Dix-huit colonnes appelées groupes. · Les blocs s, p, d et f.

Explication

La classification périodique comporte 18 colonnes appelées groupes et 7 lignes appelées périodes. Elle est répartie en blocs s, p, d et f : les colonnes 1 et 2 forment le bloc s, tandis que les lanthanides et les actinides constituent le bloc f.

30. Concernant l’évolution du caractère métallique dans le tableau périodique, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

Le caractère métallique reste constant dans chaque période.
Le caractère métallique augmente de gauche à droite dans une période.
Le caractère métallique augmente de droite à gauche dans une période.
Le caractère métallique diminue de haut en bas dans un groupe.
Environ 20 % des corps simples sont des métaux.

Le caractère métallique augmente de droite à gauche dans une période.

Explication

Le caractère métallique augmente vers la gauche dans une période et vers le bas dans un groupe; environ 80 % des corps simples sont des métaux. Les directions inversées, la proportion de 20 % et l’absence d’évolution sont incorrectes.

31. Parmi les propositions suivantes concernant l’énergie de première ionisation, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

Elle augmente de haut en bas dans un groupe.
La valeur de l’hélium est de 24,3 eV24,3\ \mathrm{eV}.
Elle augmente de gauche à droite dans une période.
Elle augmente de bas en haut dans un groupe.
L’hélium possède la valeur la plus élevée.

La valeur de l’hélium est de $$24,3\ \mathrm{eV}$$. · Elle augmente de gauche à droite dans une période. · Elle augmente de bas en haut dans un groupe. · L’hélium possède la valeur la plus élevée.

Explication

L’énergie de première ionisation augmente vers la droite dans une période et vers le haut dans un groupe. L’hélium présente la valeur maximale, égale à 24,3 eV24,3\ \mathrm{eV}; une augmentation vers le bas est contraire à la tendance donnée.

32. Dans l’approximation de Slater, quelle(s) expression(s) décrit(vent) le rayon orbitalaire ?

a0=529 pma_0=529\ \mathrm{pm}
rn,l=n∗a0Z∗2r_{n,l}=\frac{n^*a_0}{Z^{*2}}
a0=52,9 pma_0=52,9\ \mathrm{pm}
rn,l=n∗2a0Z∗r_{n,l}=\frac{n^{*2}a_0}{Z^*}
rn,l=Z∗a0n∗2r_{n,l}=\frac{Z^*a_0}{n^{*2}}

$$a_0=52,9\ \mathrm{pm}$$ · $$r_{n,l}=\frac{n^{*2}a_0}{Z^*}$$

Explication

Le rayon orbitalaire est rn,l=n∗2a0Z∗r_{n,l}=\frac{n^{*2}a_0}{Z^*}, avec a0=52,9 pma_0=52,9\ \mathrm{pm}. Les autres expressions modifient la position ou la puissance des facteurs et ne correspondent pas à l’approximation de Slater.

33. Un ion monoatomique est comparé à son atome correspondant :

Le rayon d’un cation est nettement inférieur à celui de l’atome.
Le rayon d’un anion est nettement inférieur à celui de l’atome.
Les cations et les anions ont des rayons comparables à ceux des atomes.
Le rayon d’un anion est nettement supérieur à celui de l’atome.
Le rayon d’un cation est nettement supérieur à celui de l’atome.

Le rayon d’un cation est nettement inférieur à celui de l’atome. · Le rayon d’un anion est nettement supérieur à celui de l’atome.

Explication

La perte d’électrons forme un cation de rayon nettement inférieur à celui de l’atome, tandis que le gain d’électrons forme un anion de rayon nettement supérieur. Les trois autres associations inversent ou neutralisent cette distinction.

34. Concernant la charge effective ressentie par un électron, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

La charge nucléaire réelle dépend de l’écran électronique.
Elle tient compte de l’écran exercé par les autres électrons.
La charge effective correspond à la charge réelle du noyau sans écran.
La charge effective décrit la masse totale des électrons.
La charge effective est une charge positive ressentie par l’électron.

Elle tient compte de l’écran exercé par les autres électrons. · La charge effective est une charge positive ressentie par l’électron.

Explication

La charge effective Z∗Z^* est la charge positive du noyau ressentie après l’écran des autres électrons. La charge nucléaire réelle est distincte et ne se confond pas avec cette charge écrantée; elle ne représente pas non plus une masse électronique.

35. Concernant le calcul de la charge effective dans l’approximation de Slater, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

La constante d’écran s’ajoute à la charge nucléaire.
La relation utilisée est Z∗=Z−SiZ^*=Z-S_i.
La charge nucléaire ZZ tient compte de l’écran électronique.
Le terme SiS_i représente l’écran exercé sur l’électron étudié.
La charge effective se calcule par Z∗=Z+SiZ^*=Z+S_i.

La relation utilisée est $$Z^*=Z-S_i$$. · Le terme $$S_i$$ représente l’écran exercé sur l’électron étudié.

Explication

Dans l’approximation de Slater, la charge effective est donnée par Z∗=Z−SiZ^*=Z-S_i. Le terme SiS_i représente la constante d’écran exercée sur l’électron étudié. La charge nucléaire ZZ correspond à la charge réelle du noyau, tandis que l’écran électronique est pris en compte dans Z∗Z^*.

36. Concernant la composition massique d’un hydrocarbure :

La relation entre les deux pourcentages s’applique à une espèce composée de carbone et d’hydrogène.
Le pourcentage massique d’hydrogène est égal à celui du carbone augmenté de 100 %.
La présence de carbone et d’hydrogène impose une somme des pourcentages égale à 200 %.
Le pourcentage massique d’hydrogène complète celui du carbone jusqu’à 100 %.
Le pourcentage massique d’hydrogène se calcule en divisant celui du carbone par 100.

La relation entre les deux pourcentages s’applique à une espèce composée de carbone et d’hydrogène. · Le pourcentage massique d’hydrogène complète celui du carbone jusqu’à 100 %.

Explication

Dans une espèce composée seulement de carbone et d’hydrogène, les deux pourcentages complètent 100 %. La division, l’addition proposée et la somme de 200 % ne correspondent pas à cette relation.

37. Pour une espèce de formule brute CxHyC_xH_y et de masse molaire M(A)M(A), quelles propositions sont exactes ?

L’indice de carbone vaut x=Pm(C)M(A)M(C)x=\frac{P_m(C)M(A)}{M(C)}.
L’indice de carbone utilise la masse molaire de l’hydrogène au dénominateur.
L’indice d’hydrogène vaut y=Pm(H)M(A)M(H)y=\frac{P_m(H)M(A)}{M(H)}.
L’indice d’hydrogène se calcule avec Pm(C)P_m(C) au numérateur.
La masse molaire du carbone utilisée dans la relation vaut 1 g⋅mol−11\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}.

L’indice de carbone vaut $$x=\frac{P_m(C)M(A)}{M(C)}$$. · L’indice d’hydrogène vaut $$y=\frac{P_m(H)M(A)}{M(H)}$$.

Explication

Les indices sont obtenus par les relations données, avec le pourcentage de l’élément correspondant. La masse molaire du carbone vaut 12 g⋅mol−112\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}} et celle de l’hydrogène 1 g⋅mol−11\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}} ; le pourcentage de carbone ne calcule pas directement yy.

38. Dans l’approximation de Slater, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

Chaque groupe électronique contribue une énergie indépendante de son effectif.
L’énergie totale atomique est la somme des énergies de chaque groupe électronique.
Le symbole mm désigne le nombre total d’électrons de l’atome.
L’expression totale s’écrit E=∑i=1mniEiE=\sum_{i=1}^{m}n_iE_i.
Le nombre d’électrons d’un groupe intervient comme exposant de son énergie.

L’énergie totale atomique est la somme des énergies de chaque groupe électronique. · L’expression totale s’écrit $$E=\sum_{i=1}^{m}n_iE_i$$.

Explication

L’énergie totale est une somme de contributions groupées, chaque contribution étant multipliée par l’effectif nin_i. Le symbole mm représente le nombre de groupes, et non le nombre total d’électrons ; l’effectif n’est ni un exposant ni un facteur absent.

39. Parmi les propositions suivantes concernant l’énergie électronique selon Slater, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

La charge nucléaire effective intervient au carré dans l’expression énergétique.
Le nombre quantique effectif est identique au nombre quantique principal.
L’énergie calculée est négative pour une charge nucléaire effective non nulle.
L’énergie d’un électron est approximée par une expression hydrogénoïde.
Le défaut quantique correspond à la charge nucléaire effective diminuée du nombre principal.

La charge nucléaire effective intervient au carré dans l’expression énergétique. · L’énergie calculée est négative pour une charge nucléaire effective non nulle. · L’énergie d’un électron est approximée par une expression hydrogénoïde.

Explication

L’approximation utilise Ei=−13,6×Z∗2n∗2 eVE_i=-13,6\times\frac{Z^{*2}}{n^{*2}}\ \mathrm{eV}, donc la charge effective intervient au carré et l’énergie est négative. Le nombre effectif n’est pas le nombre principal ; le défaut quantique est leur différence, et non une différence impliquant Z∗Z^*.

40. Une espèce A contient une masse de carbone m(C)m(C) et possède une masse totale m(A)m(A). Quelles propositions sont exactes ?

Une masse de carbone plus grande, à masse totale constante, augmente le pourcentage massique.
Le pourcentage massique de carbone s’exprime comme une fraction sans multiplication par 100.
Le pourcentage massique de carbone vaut Pm(C)=m(C)m(A)×100P_m(C)=\frac{m(C)}{m(A)}\times100.
La masse totale de l’espèce se place au numérateur de la fraction massique.
Le pourcentage massique de carbone vaut m(A)m(C)×100\frac{m(A)}{m(C)}\times100.

Une masse de carbone plus grande, à masse totale constante, augmente le pourcentage massique. · Le pourcentage massique de carbone vaut $$P_m(C)=\frac{m(C)}{m(A)}\times100$$.

Explication

Le pourcentage massique est le rapport de la masse de carbone à la masse totale, multiplié par 100. À masse totale constante, augmenter la masse de carbone augmente ce pourcentage ; les inversions et l’absence de facteur 100 sont incorrectes.

41. Concernant un composé constitué de carbone et d’hydrogène, quelles réponses sont justes ?

Le pourcentage massique de carbone donne directement celui de l’hydrogène sans soustraction.
Le pourcentage massique d’hydrogène vaut 100+Pm(C)100+P_m(C).
Le pourcentage massique d’hydrogène complète celui du carbone jusqu’à 100 %.
La somme des pourcentages massiques du carbone et de l’hydrogène vaut 100 %.
La relation s’applique lorsque ces deux éléments sont les seuls constituants.

Le pourcentage massique d’hydrogène complète celui du carbone jusqu’à 100 %. · La somme des pourcentages massiques du carbone et de l’hydrogène vaut 100 %. · La relation s’applique lorsque ces deux éléments sont les seuls constituants.

Explication

Pour un composé formé uniquement de carbone et d’hydrogène, Pm(H)=100−Pm(C)P_m(H)=100-P_m(C) et la somme vaut 100 %. Cette relation dépend de l’absence d’autres éléments ; une addition ou une égalité directe sans soustraction est erronée.

42. Concernant la liaison covalente :

Elle résulte de la mise en commun de deux électrons appariés.
La liaison covalente relie deux atomes par un doublet liant.
Les électrons mis en commun sont associés par paires.
Une liaison covalente ordinaire provient d’un doublet fourni par un seul atome.
Le doublet liant est formé par quatre électrons partagés.

Elle résulte de la mise en commun de deux électrons appariés. · La liaison covalente relie deux atomes par un doublet liant. · Les électrons mis en commun sont associés par paires.

Explication

Une liaison covalente correspond à la mise en commun de deux électrons appariés, formant un doublet liant entre deux atomes. Quatre électrons correspondent à deux doublets, tandis que le don d’un doublet par un seul atome caractérise une liaison dative.

43. Parmi les propositions suivantes concernant les liaisons multiples, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

Une liaison triple comporte une liaison σ\sigma et deux liaisons π\pi.
Une liaison triple est constituée de deux liaisons σ\sigma et une liaison π\pi.
Une liaison double comporte trois doublets électroniques.
Une liaison double met en commun deux doublets électroniques.
Une liaison triple met en commun trois doublets électroniques.

Une liaison triple comporte une liaison $$\sigma$$ et deux liaisons $$\pi$$. · Une liaison double met en commun deux doublets électroniques. · Une liaison triple met en commun trois doublets électroniques.

Explication

Une liaison double met en commun deux doublets. Une liaison triple en met en commun trois et comprend une liaison σ\sigma ainsi que deux liaisons π\pi ; les compositions inverses proposées sont donc incorrectes.

44. Concernant la liaison de coordination, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

Le doublet impliqué provient de deux atomes différents.
La liaison dative résulte du partage initial d’un électron par chaque atome.
L’atome accepteur fournit un électron au doublet liant.
L’accepteur dispose d’une orbitale externe vacante.
Un atome donne un doublet électronique à un autre atome.

L’accepteur dispose d’une orbitale externe vacante. · Un atome donne un doublet électronique à un autre atome.

Explication

Une liaison de coordination se forme lorsqu’un donneur fournit un doublet à un accepteur possédant une orbitale externe vacante. Le doublet provient donc d’un seul donneur, contrairement à la liaison covalente ordinaire où chaque atome fournit un électron.

45. Une comparaison entre coupures homolytique et hétérolytique conduit à quelles propositions exactes ?

Une coupure homolytique partage le doublet entre les deux atomes.
La coupure homolytique forme des radicaux.
La coupure hétérolytique forme deux radicaux neutres.
Une coupure hétérolytique attribue les deux électrons à un seul atome.
La coupure homolytique produit un cation et un anion.

Une coupure homolytique partage le doublet entre les deux atomes. · La coupure homolytique forme des radicaux. · Une coupure hétérolytique attribue les deux électrons à un seul atome.

Explication

La coupure homolytique répartit les électrons et forme des radicaux. La coupure hétérolytique attribue les deux électrons à un seul atome et forme un cation et un anion ; les produits sont donc inversés dans les deux propositions correspondantes.

46. Concernant la mésomérie, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

L’hybride de résonance représente la structure réelle de la molécule.
L’hybride de résonance correspond à une représentation limite parmi plusieurs autres.
Une forme mésomère constitue la structure réelle observée de la molécule.
La mésomérie décrit la délocalisation d’électrons π, de doublets ou de charges.
Une molécule conjuguée peut être représentée par plusieurs formes mésomères.

L’hybride de résonance représente la structure réelle de la molécule. · La mésomérie décrit la délocalisation d’électrons π, de doublets ou de charges. · Une molécule conjuguée peut être représentée par plusieurs formes mésomères.

Explication

La mésomérie correspond à la délocalisation d’électrons π, de doublets ou de charges dans une molécule conjuguée, représentée par plusieurs formes. Chaque forme mésomère est une représentation limite, tandis que l’hybride de résonance décrit la molécule réelle.

47. Parmi les propositions suivantes concernant l’aromaticité, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

Le nombre d’électrons π délocalisables suit la règle 4n+24n+2.
Un système cyclique aromatique doit être de géométrie plane.
Un système cyclique aromatique possède un nombre d’électrons π exprimable par 4n+24n+2.
La règle d’aromaticité s’applique à un système cyclique d’électrons π délocalisés.
Un système cyclique aromatique doit présenter une conjugaison continue.

Le nombre d’électrons π délocalisables suit la règle $$4n+2$$. · Un système cyclique aromatique doit être de géométrie plane. · Un système cyclique aromatique possède un nombre d’électrons π exprimable par $$4n+2$$. · La règle d’aromaticité s’applique à un système cyclique d’électrons π délocalisés. · Un système cyclique aromatique doit présenter une conjugaison continue.

Explication

L’aromaticité exige un système cyclique conjugué et plan, contenant des électrons π délocalisables. Leur nombre doit respecter la règle de Hückel, soit 4n+24n+2.

48. Pour comparer des formes mésomères, quelles sont les propositions exactes ?

La structure neutre est favorisée après le respect de l’octet.
La répartition des charges selon l’électronégativité intervient dans la comparaison.
La structure chargée est préférée avant toute considération d’octet.
Le respect de l’octet constitue le premier critère de comparaison.
Deux formes mésomères équivalentes possèdent des poids différents dans l’hybride.

La structure neutre est favorisée après le respect de l’octet. · La répartition des charges selon l’électronégativité intervient dans la comparaison. · Le respect de l’octet constitue le premier critère de comparaison.

Explication

La comparaison privilégie d’abord le respect de l’octet, puis la structure neutre, puis une répartition des charges compatible avec l’électronégativité. Des formes équivalentes ont le même poids, et non des poids différents.

49. Concernant la liaison ionique :

Elle se distingue d’une liaison covalente par le transfert électronique.
Elle met en jeu des ions portant des charges de signes opposés.
Elle repose sur le partage des électrons entre deux atomes.
Elle s’établit entre deux atomes sans formation d’ions.
Elle résulte d’un transfert d’électrons vers l’atome le plus électronégatif.

Elle se distingue d’une liaison covalente par le transfert électronique. · Elle met en jeu des ions portant des charges de signes opposés. · Elle résulte d’un transfert d’électrons vers l’atome le plus électronégatif.

Explication

Une liaison ionique résulte du transfert d’électrons vers l’atome le plus électronégatif et met en jeu des ions de signes opposés. Le partage électronique caractérise la liaison covalente, et non la liaison ionique.

50. Un solide ionique de formule AaCbA_aC_b respecte l’électroneutralité lorsque :

La relation entre les charges vérifie a×n=b×ma\times n=b\times m.
Les charges totales positives et négatives présentent des valeurs égales.
Les coefficients stœchiométriques compensent les nombres de charge.
La condition d’électroneutralité s’écrit a+b=n+ma+b=n+m.
La neutralité électrique impose a×m=b×na\times m=b\times n.

La relation entre les charges vérifie $$a\times n=b\times m$$. · Les charges totales positives et négatives présentent des valeurs égales. · Les coefficients stœchiométriques compensent les nombres de charge.

Explication

Dans AaCbA_aC_b, l’électroneutralité impose l’égalité des charges totales, soit a×n=b×ma\times n=b\times m selon les nombres de charge indiqués. Elle ne repose ni sur l’échange de ces nombres ni sur l’addition des coefficients et des charges.

51. Parmi les propriétés électriques des solides ioniques, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

Un solide ionique est généralement isolant à l’état solide.
La fusion permet aux espèces chargées de participer à la conduction.
Un solide ionique conduit habituellement l’électricité dans son réseau cristallin.
La dissolution aqueuse supprime les porteurs de charge responsables du courant.
Une solution aqueuse d’un solide ionique peut conduire le courant.

Un solide ionique est généralement isolant à l’état solide. · La fusion permet aux espèces chargées de participer à la conduction. · Une solution aqueuse d’un solide ionique peut conduire le courant.

Explication

Les solides ioniques sont généralement isolants à l’état solide, car les ions y sont immobilisés. À l’état fondu ou en solution aqueuse, les ions deviennent mobiles et permettent la conduction électrique.

52. Quelles sont les caractéristiques de la liaison métallique ?

Elle implique des électrons de valence délocalisés autour des atomes métalliques.
Elle favorise la conductivité électrique des métaux.
Elle contribue à la cohésion des atomes métalliques ordonnés.
Elle possède une direction imposée comparable à celle d’une liaison covalente.
Elle repose sur des électrons strictement localisés entre deux atomes.

Elle implique des électrons de valence délocalisés autour des atomes métalliques. · Elle favorise la conductivité électrique des métaux. · Elle contribue à la cohésion des atomes métalliques ordonnés.

Explication

La liaison métallique repose sur des électrons de valence délocalisés et libres autour d’atomes métalliques ordonnés. Cette organisation assure la cohésion et la conductivité, avec une liaison non directionnelle plutôt qu’une liaison covalente localisée.

53. Pour une liaison polaire, quelles propositions concernant le moment dipolaire sont exactes ?

Le moment dipolaire dépend de la longueur de liaison.
La grandeur qq correspond à la valeur absolue de la charge.
Le moment dipolaire vérifie μ=q×d\mu=q\times d.
La grandeur dd représente la masse des atomes liés.
Une liaison plus longue possède un moment dipolaire plus faible à charge constante.

Le moment dipolaire dépend de la longueur de liaison. · La grandeur $$q$$ correspond à la valeur absolue de la charge. · Le moment dipolaire vérifie $$\mu=q\times d$$.

Explication

Le moment dipolaire d’une liaison polaire vérifie μ=q×d\mu=q\times d, avec qq égal à la valeur absolue de la charge et dd correspondant à la longueur de liaison. À charge constante, une augmentation de la longueur de liaison augmente donc le moment dipolaire.

54. Concernant la méthode VSEPR, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

Elle considère la disposition des doublets électroniques.
Les doublets sont arrangés afin d’augmenter leurs répulsions.
La méthode VSEPR décrit la molécule sans tenir compte des doublets non liants.
La géométrie recherchée minimise les répulsions électroniques.
La méthode VSEPR prévoit la géométrie moléculaire autour d’un atome central.

Elle considère la disposition des doublets électroniques. · La géométrie recherchée minimise les répulsions électroniques. · La méthode VSEPR prévoit la géométrie moléculaire autour d’un atome central.

Explication

La méthode VSEPR prévoit la géométrie moléculaire en disposant les doublets électroniques autour de l’atome central. Leur arrangement vise à minimiser les répulsions, y compris celles impliquant les doublets non liants.

55. Quel ordre croissant des répulsions entre doublets est correct ?

La répulsion doublet non liant–doublet liant est inférieure à celle entre deux doublets liants.
La répulsion doublet liant–doublet non liant est supérieure à celle entre deux doublets liants.
La répulsion doublet non liant–doublet non liant est la plus forte.
La répulsion entre deux doublets non liants est inférieure à celle entre un doublet liant et un doublet non liant.
La répulsion doublet liant–doublet liant est la plus faible.

La répulsion doublet liant–doublet non liant est supérieure à celle entre deux doublets liants. · La répulsion doublet non liant–doublet non liant est la plus forte. · La répulsion doublet liant–doublet liant est la plus faible.

Explication

Les répulsions augmentent dans l’ordre doublet liant–doublet liant, doublet liant–doublet non liant, puis doublet non liant–doublet non liant. Les doublets non liants exercent donc les répulsions les plus fortes.

56. À propos des angles de valence dans CH4CH_4, NH3NH_3 et H2OH_2O, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

La présence de deux doublets libres dans H2OH_2O augmente son angle par rapport à NH3NH_3.
L’angle de valence vaut environ 109,5∘109{,}5^\circ dans CH4CH_4.
L’angle de valence vaut environ 107,3∘107{,}3^\circ dans NH3NH_3.
La présence de deux doublets libres dans H2OH_2O augmente son angle par rapport à CH4CH_4.
L’angle de valence vaut environ 104,5∘104{,}5^\circ dans H2OH_2O.

L’angle de valence vaut environ $$109{,}5^\circ$$ dans $$CH_4$$. · L’angle de valence vaut environ $$107{,}3^\circ$$ dans $$NH_3$$. · L’angle de valence vaut environ $$104{,}5^\circ$$ dans $$H_2O$$.

Explication

Les angles de valence valent environ 109,5∘109{,}5^\circ dans CH4CH_4, 107,3∘107{,}3^\circ dans NH3NH_3 et 104,5∘104{,}5^\circ dans H2OH_2O. L’augmentation du nombre de doublets libres renforce les répulsions et diminue l’angle de valence. Ainsi, CH4CH_4 possède le plus grand angle et H2OH_2O le plus petit.

57. Concernant l’interaction de Debye :

Elle résulte principalement de dipôles instantanés créés par les électrons.
Son énergie est attractive et porte un signe négatif.
Elle dépend de la polarisabilité de la molécule voisine.
Son énergie varie comme l’inverse de la sixième puissance de la distance.
Elle implique un dipôle permanent porté par une molécule.

Son énergie est attractive et porte un signe négatif. · Elle dépend de la polarisabilité de la molécule voisine. · Son énergie varie comme l’inverse de la sixième puissance de la distance. · Elle implique un dipôle permanent porté par une molécule.

Explication

L’interaction de Debye a pour énergie ED=−KDr6=−μ12α4πε0r6E_D=-\frac{K_D}{r^6}=-\frac{\mu_1^2\alpha}{4\pi\varepsilon_0r^6} : elle est donc attractive, dépend d’un dipôle permanent, de la polarisabilité et de r−6r^{-6}. Les dipôles instantanés caractérisent l’interaction de London, non celle de Debye.

58. Parmi les propositions suivantes concernant l’interaction de London, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

Elle peut exister entre des molécules apolaires.
Elle provient du mouvement instantané des électrons.
Elle correspond à une interaction attractive de van der Waals.
Elle nécessite la présence de dipôles permanents préexistants.
Elle entraîne la polarisation de molécules voisines.

Elle peut exister entre des molécules apolaires. · Elle provient du mouvement instantané des électrons. · Elle correspond à une interaction attractive de van der Waals. · Elle entraîne la polarisation de molécules voisines.

Explication

L’interaction de London naît de dipôles instantanés liés au mouvement électronique, qui polarisent les molécules voisines. Elle existe aussi entre molécules apolaires et constitue une interaction attractive de van der Waals. La nécessité de dipôles permanents concerne l’interaction de Keesom.

59. L’énergie attractive totale de van der Waals s’écrit :

Elle porte un signe négatif dans la convention énergétique utilisée.
Elle peut être écrite sous la forme −Ar6-\frac{A}{r^6}.
Elle combine les constantes KKK_K, KDK_D et KLK_L par multiplication.
Elle varie avec l’inverse de r12r^{12}.
Elle est proportionnelle à l’inverse de r6r^6.

Elle porte un signe négatif dans la convention énergétique utilisée. · Elle peut être écrite sous la forme $$-\frac{A}{r^6}$$. · Elle est proportionnelle à l’inverse de $$r^6$$.

Explication

L’expression est Eattraction=−KK+KD+KLr6=−Ar6E_{attraction}=-\frac{K_K+K_D+K_L}{r^6}=-\frac{A}{r^6}. Les constantes sont additionnées et la dépendance en distance est en r−6r^{-6}, non en r−12r^{-12}.

60. Concernant l’énergie de Lennard-Jones, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

Elle comporte un terme attractif en −Ar6-\frac{A}{r^6}.
Elle comporte un terme répulsif en Br12\frac{B}{r^{12}}.
Elle s’écrit Etotale=−Ar6+Br12E_{totale}=-\frac{A}{r^6}+\frac{B}{r^{12}}.
Elle associe deux termes tous deux proportionnels à r−6r^{-6}.
Elle décrit l’énergie totale entre deux molécules ou atomes.

Elle comporte un terme attractif en $$-\frac{A}{r^6}$$. · Elle comporte un terme répulsif en $$\frac{B}{r^{12}}$$. · Elle s’écrit $$E_{totale}=-\frac{A}{r^6}+\frac{B}{r^{12}}$$. · Elle décrit l’énergie totale entre deux molécules ou atomes.

Explication

L’énergie de Lennard-Jones entre deux molécules ou atomes vaut Etotale=−Ar6+Br12E_{totale}=-\frac{A}{r^6}+\frac{B}{r^{12}}. Le premier terme est attractif et le second répulsif ; ils ne présentent donc pas tous deux une dépendance en r−6r^{-6}.

61. Concernant les alcanes, quelles sont les propositions exactes ?

Un alcane possède une triple liaison carbone-carbone.
Un alcane appartient à la famille des hydrocarbures cycliques insaturés.
Un alcane possède une double liaison carbone-carbone.
Sa formule générale est CnH2n+2C_nH_{2n+2}.
Un alcane est un hydrocarbure acyclique saturé.

Sa formule générale est $$C_nH_{2n+2}$$. · Un alcane est un hydrocarbure acyclique saturé.

Explication

Un alcane est un hydrocarbure acyclique saturé de formule générale CnH2n+2C_nH_{2n+2}. Les doubles et triples liaisons caractérisent respectivement les alcènes et les alcynes, tandis qu’un composé cyclique insaturé n’est pas un alcane.

62. Pour nommer un alcane ramifié selon l’IUPAC :

La chaîne principale choisie est la plus longue chaîne carbonée.
Les substituants sont classés selon l’ordre croissant de leurs indices.
Les substituants sont indiqués avec leurs indices de position.
La chaîne principale privilégie une double liaison éventuelle.
La chaîne principale est numérotée avant d’indiquer les substituants.

La chaîne principale choisie est la plus longue chaîne carbonée. · Les substituants sont indiqués avec leurs indices de position. · La chaîne principale est numérotée avant d’indiquer les substituants.

Explication

La nomenclature IUPAC d’un alcane ramifié repose sur la plus longue chaîne carbonée, sa numérotation et l’indication des substituants avec leurs indices, par ordre alphabétique. Le classement selon l’ordre croissant des indices n’est pas la règle indiquée, et la priorité à une double liaison concerne les alcènes.

63. Un composé organique possède une double liaison et une formule correspondant à CnH2nC_nH_{2n}. Concernant sa nomenclature :

Il appartient à la famille des alcènes.
Sa formule générale est CnH2nC_nH_{2n}.
La terminaison « ane » est remplacée par « ène ».
La terminaison « ane » devient « yne » pour le nommer.
La double liaison reçoit le plus petit indice possible.

Il appartient à la famille des alcènes. · Sa formule générale est $$C_nH_{2n}$$. · La terminaison « ane » est remplacée par « ène ». · La double liaison reçoit le plus petit indice possible.

Explication

Un alcène possède une double liaison, suit la formule générale CnH2nC_nH_{2n} et se nomme en remplaçant « ane » par « ène », avec le plus petit indice pour la double liaison. La terminaison « yne » est celle des alcynes.

64. À propos des alcynes, la(les)quelle(s) est(sont) la(les) proposition(s) exacte(s) ?

Un alcyne possède une triple liaison.
Sa formule générale est CnH2n−2C_nH_{2n-2}.
La formule générale d’un alcyne est CnH2nC_nH_{2n}.
La terminaison « ane » est remplacée par « yne ».
La triple liaison reçoit le plus grand indice possible.

Un alcyne possède une triple liaison. · Sa formule générale est $$C_nH_{2n-2}$$. · La terminaison « ane » est remplacée par « yne ».

Explication

Un alcyne possède une triple liaison, sa formule générale est CnH2n−2C_nH_{2n-2} et sa terminaison devient « yne ». La triple liaison reçoit le plus petit indice possible, et la formule CnH2nC_nH_{2n} correspond aux alcènes.

65. Concernant la définition des isomères :

Ils présentent toujours des propriétés physiques identiques.
Ils possèdent la même formule brute.
Ils présentent des formules développées différentes.
Ils se distinguent par des compositions élémentaires différentes.
Ils ont nécessairement des formules brutes différentes.

Ils possèdent la même formule brute. · Ils présentent des formules développées différentes.

Explication

Les isomères ont la même formule brute mais des formules développées différentes, ce qui peut modifier leurs propriétés physiques et chimiques. Des formules brutes différentes ne définissent pas des isomères, et leurs propriétés ne sont pas nécessairement identiques.

66. Parmi les propositions suivantes concernant les isomères de fonction et de chaîne, la(les)quelle(s) est(sont) exacte(s) ?

Les isomères de fonction conservent les mêmes groupes fonctionnels.
Les isomères de fonction ont des formules brutes différentes.
Les isomères de chaîne possèdent des fonctions chimiques différentes.
Les isomères de chaîne présentent la même organisation carbonée.
Les isomères de fonction appartiennent à des fonctions chimiques différentes.

Les isomères de fonction appartiennent à des fonctions chimiques différentes.

Explication

Les isomères de fonction ont la même formule brute, mais appartiennent à des fonctions chimiques différentes. Les isomères de chaîne conservent les mêmes groupes fonctionnels tout en présentant un enchaînement carboné différent. Ainsi, les isomères de fonction ne conservent pas les mêmes groupes fonctionnels, les deux catégories ne possèdent pas des formules brutes différentes, et les isomères de chaîne ne présentent ni des fonctions chimiques différentes ni la même organisation carbonée.

67. Une famille de composés conserve la même chaîne hydrocarbonée et le même groupe fonctionnel, mais ce groupe change d’emplacement. Il s’agit :

de composés ayant une même chaîne hydrocarbonée.
de composés ayant une formule brute différente
de composés présentant un changement de fonction chimique.
d’isomères dont l’enchaînement carboné est différent.
d’isomères de position.

de composés ayant une même chaîne hydrocarbonée. · d’isomères de position.

Explication

Les isomères de position possèdent la même chaîne hydrocarbonée et le même groupe fonctionnel, situé à une position différente. Les composés concernés ont donc une même chaîne hydrocarbonée et constituent des isomères de position. Cette situation ne correspond pas à un changement de fonction chimique ni à un enchaînement carboné différent, et leur formule brute est identique.

68. Concernant les énantiomères, cochez la (les) proposition(s) exacte(s) :

Elles ne sont pas superposables.
Elles sont des stéréoisomères qui ne sont pas images dans un miroir.
Ce sont des molécules images l’une de l’autre dans un miroir.
Elles possèdent des propriétés physiques et chimiques identiques sauf le pouvoir rotatoire.
Elles se distinguent par des propriétés physiques générales différentes.

Elles ne sont pas superposables. · Ce sont des molécules images l’une de l’autre dans un miroir. · Elles possèdent des propriétés physiques et chimiques identiques sauf le pouvoir rotatoire.

Explication

Les énantiomères sont des images spéculaires non superposables. Leurs propriétés physiques et chimiques sont identiques, à l’exception du pouvoir rotatoire. Les stéréoisomères non images l’un de l’autre dans un miroir sont les diastéréoisomères.

Révisez avec les flashcards

Mémorisez les réponses avec 88 flashcards sur Spectres et classification atomique.

Qu'est-ce qu'un atome ?

Une espèce électriquement neutre avec un noyau central sphérique et des électrons.

Que contient le noyau atomique ?

Les nucléons, c’est-à-dire les protons et les neutrons.

Quelle charge portent les électrons dans un atome neutre ?

Une charge négative égale à −e-e.

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Consultez la fiche de révision complète sur Spectres et classification atomique.

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