QCM : Structure atomique et liaisons chimiques (49 questions)

Explication

L’électron porte une charge négative de −1,602 × 10⁻¹⁹ C et sa masse vaut 9,108 × 10⁻³¹ kg. La masse proposée dans une autre réponse correspond à celle du proton, tandis que la charge positive est celle du proton.

Explication

Le rayon du noyau est de l’ordre de 10⁻¹⁵ m, bien inférieur au rayon atomique d’environ 10⁻¹⁰ m. Inverser ces ordres de grandeur attribuerait à tort au noyau une dimension supérieure à celle de l’atome.

Explication

Rutherford identifie le proton en 1918, et celui-ci porte une charge positive de +1,602 × 10⁻¹⁹ C. Le neutron, parfois confondu avec le proton, est électriquement neutre et a été découvert par Chadwick.

Explication

Chadwick découvre le neutron en 1930 ; cette particule est électriquement neutre et sa masse vaut 1,6749 × 10⁻²⁷ kg. La charge positive caractérise le proton, qui est une particule distincte.

Explication

Le numéro atomique Z compte les protons et, dans un atome neutre, ce nombre est aussi celui des électrons. Le nombre de masse A, contrairement à Z, comprend également les neutrons.

Explication

Le nombre de masse A est le total des nucléons, soit 8 protons plus 10 neutrons, donc 18. La valeur 8 correspond au nombre de protons, c’est-à-dire au numéro atomique Z.

Explication

Les isotopes d’un élément partagent le même nombre de protons, mais diffèrent par leur nombre de neutrons et leur nombre de masse. Des nombres de protons différents indiqueraient des éléments différents.

Explication

L’unité u est définie comme un douzième de la masse d’un atome de carbone 12, auquel on attribue une masse de 12 u. La définition ne prend pas l’atome d’hydrogène comme référence.

Explication

La relation de Balmer utilise le niveau final 2 et un niveau m supérieur à 2, avec la constante de Rydberg donnée. Le niveau final 1 correspond plutôt à la série de Lyman.

Explication

La série de Paschen regroupe les transitions aboutissant au niveau n = 3 et se situe dans l’infrarouge. La série de Balmer aboutit à n = 2 et correspond au visible.

Explication

Le spectre de l’hydrogène est discontinu et constitué de raies, ce qui indique que l’énergie émise est quantifiée. Un spectre continu, au contraire, ne présenterait pas cette succession de raies distinctes.

Explication

L’absorption d’un photon fait passer l’électron à une orbite plus éloignée et de plus haute énergie ; son retour vers une orbite plus proche s’accompagne d’une émission. Le passage vers une orbite plus proche correspond à une baisse d’énergie, et non à l’absorption initiale.

Explication

La relation de De Broglie donne la longueur d’onde en divisant la constante de Planck par la quantité de mouvement $mv$. L’expression $mv/h$ inverse ce rapport et ne correspond pas à cette relation.

Explication

Le carré du module de la fonction d’onde, multiplié par le volume élémentaire, donne la probabilité de présence de l’électron dans ce volume. L’énergie est associée à l’état propre, et non à cette probabilité de présence.

Explication

Le nombre quantique de spin de l’électron possède deux valeurs possibles, $+1/2$ et $-1/2$. Les valeurs entières de $-\ell$ à $+\ell$ correspondent au nombre quantique magnétique, pas au spin.

Explication

Pour un nombre quantique principal $n$, $\ell$ varie de zéro à $n-1$, puis $m_\ell$ varie de $-\ell$ à $+\ell$. Faire varier directement $m_\ell$ de $-n$ à $+n$ ignore la dépendance de ses valeurs à l’égard de $\ell$.

Explication

La configuration électronique indique comment les électrons de l’atome sont répartis dans les orbitales atomiques à l’état fondamental. La répartition des protons ne définit pas une configuration électronique.

Explication

Le principe de Pauli interdit à deux électrons d’un même atome d’avoir les quatre mêmes nombres quantiques, ce qui limite chaque orbitale à deux électrons de spins opposés. Le remplissage des orbitales distinctes avant l’appariement relève de la règle de Hund.

Explication

La règle de Hund favorise l’occupation du maximum d’orbitales distinctes par des électrons célibataires de spins parallèles avant tout appariement. Le principe de Pauli limite le nombre d’électrons dans une orbitale, mais ne prescrit pas cet ordre de placement entre orbitales.

Explication

Lorsque deux sous-couches ont le même $n+\ell$, la règle de Klechkowski donne la priorité à celle dont $n$ est le plus petit. Le choix de la plus grande valeur de $\ell$ ne constitue pas le critère de départage.

Explication

Les éléments sont rangés par numéro atomique croissant dans un tableau qui comprend sept périodes et dix-huit groupes. L’ordre n’est pas fondé sur la masse atomique croissante.

Explication

Dans une période, les éléments ont le même nombre quantique principal pour leur couche de valence ; dans un groupe, leur configuration électronique externe et leurs propriétés chimiques sont similaires. L’association inverse de ces caractéristiques confond les critères de période et de groupe.

Explication

La première énergie d’ionisation est l’énergie minimale nécessaire pour retirer un électron à un atome gazeux neutre dans son état fondamental et former un cation gazeux. Le retrait d’un électron à un cation correspond à une ionisation ultérieure, et non à la première.

Explication

Pour un même atome, les énergies d’ionisation successives sont positives et augmentent avec le nombre d’électrons déjà arrachés. Elles ne restent donc pas constantes lors des retraits successifs.

Explication

L’affinité électronique correspond à l’énergie requise pour retirer un électron de M⁻ et elle est l’opposé de la première énergie d’attachement électronique. La fixation d’un électron à M décrit l’attachement électronique, pas l’affinité électronique.

Explication

L’électronégativité caractérise la capacité d’un atome à attirer vers lui le doublet partagé dans une liaison. Le retrait d’un électron d’un anion gazeux relève de l’affinité électronique, et non de l’électronégativité.

Explication

L’électronégativité augmente vers la droite et vers le haut du tableau périodique, et le fluor en possède la valeur la plus élevée. Le rayon atomique évolue en sens inverse, ce qui rend cette confusion plausible mais incorrecte ici.

Explication

Dans une période, le rayon atomique diminue lorsqu’on se déplace de gauche à droite. L’augmentation du rayon caractérise plutôt une progression du haut vers le bas dans une colonne.

Explication

Une liaison covalente simple repose sur la mise en commun de deux électrons et sa formation abaisse l’énergie des atomes en libérant de la chaleur. Le don d’un doublet libre par un seul atome décrit une liaison de coordination.

Explication

La règle de l’octet décrit le partage d’électrons de valence conduisant généralement à huit électrons sur la couche externe, comme chez les gaz rares. L’hydrogène fait exception en visant une configuration à deux électrons analogue à celle de l’hélium.

Explication

En appliquant $x = 8 - N_V$ avec $N_V = 5$, on obtient trois liaisons covalentes possibles. Le nombre cinq correspond aux électrons de valence de l’atome, pas au nombre de liaisons calculé par la formule.

Explication

La démarche commence par le décompte des électrons de valence, en tenant compte de la charge, puis par les liaisons simples et la complétion des octets terminaux. Placer d’emblée des liaisons multiples inverse l’ordre général de construction du schéma.

Explication

La charge formelle se calcule pour chaque atome avec $C_f = (N_V - N_a)e$, et la somme de ces charges donne la charge totale de l’espèce. Confondre la charge formelle d’un atome avec la charge globale de l’espèce revient à appliquer une propriété collective à un atome isolé.

Explication

Les deux formes mésomères de NO₂⁻ sont des représentations limites ; la structure réelle est un hybride de résonance. Les interpréter comme deux espèces distinctes en interconversion leur attribuerait une existence individuelle qu’elles n’ont pas.

Explication

Une orbitale liante stabilise le système, alors qu’une orbitale antiliante se situe à une énergie supérieure à celle des particules séparées. Confondre les effets stabilisants et déstabilisants inverse précisément cette distinction.

Explication

L’indice se calcule avec la différence entre les nombres d’électrons liants et antiliants, divisée par deux : $(8-2)/2=3$. La valeur 5 correspond à la différence avant la division par deux.

Explication

Le remplissage commence par les orbitales de plus basse énergie, tout en respectant Pauli et la règle de Hund, qui favorise des occupations séparées à spins parallèles dans les orbitales dégénérées. Apparier les électrons dans ces orbitales avant de les occuper séparément ne respecte pas la règle de Hund.

Explication

Le recouvrement latéral des orbitales p produit des orbitales π et π*, respectivement liante et antiliante. Les orbitales σ et σ* résultent plutôt d’un recouvrement axial.

Explication

L’interaction s-p est forte lorsque Z est inférieur à 8 et faible lorsque Z est supérieur ou égal à 8. Elle ne devient donc pas plus forte au passage de Z égal à 7 à Z égal à 8.

Explication

O₂ possède deux électrons célibataires, ce qui le rend paramagnétique ; F₂ et C₂ n’ont pas d’électrons célibataires et sont diamagnétiques. Attribuer les électrons célibataires à F₂ confond les configurations électroniques de ces molécules.

Explication

Une liaison ionique se forme lorsque des atomes très différents en électronégativité transfèrent des électrons, produisant des ions de charges opposées. Un partage équilibré des électrons décrit plutôt une liaison covalente et n’explique pas la formation de ces ions.

Explication

Des barycentres de charges distincts caractérisent un dipôle permanent. Une molécule apolaire correspond au cas où les barycentres des charges positives et négatives coïncident.

Explication

Le moment dipolaire s’obtient par le produit de la charge élémentaire, de la charge partielle relative et de la distance entre les atomes : $\mu=e\,\delta\,d_{AB}$. Diviser par la charge partielle relative ne correspond pas à cette relation.

Explication

L’hybridation sp³ rend compte de l’équivalence des quatre liaisons C–H et de leur angle de 109°28°. Le modèle sans hybridation invoque des orbitales différentes, mais ne rend pas compte de cette équivalence.

Explication

La méthode VSEPR part du schéma de Lewis, dénombre les paires liantes σ et non liantes autour de l’atome central, puis utilise leur répulsion pour prévoir la géométrie. La polarité des liaisons et les masses atomiques ne remplacent pas ce comptage des paires.

Explication

Les interactions de Van der Waals sont des interactions intermoléculaires faibles qui contribuent à la cohésion de certaines molécules et des gaz rares dans les cristaux. Elles ne sont pas les liaisons covalentes qui unissent les atomes à l’intérieur d’une molécule.

Explication

Keesom correspond à l’interaction entre dipôles permanents, Debye à celle entre un dipôle permanent et un dipôle induit, et London à celle entre dipôles instantanés. L’association qui attribue les dipôles instantanés à Debye confond ce dernier avec le mécanisme de London.

Explication

Une liaison hydrogène implique un hydrogène déjà lié par covalence à un atome fortement électronégatif, en interaction avec un autre atome très électronégatif porteur d’une charge partielle négative. Une interaction entre dipôles permanents relève plutôt des interactions de Van der Waals.

Explication

L’énergie d’une liaison hydrogène est de l’ordre de quelques dizaines de kilojoules par mole, donc supérieure à celle d’une interaction de Van der Waals. La valeur comprise entre 1 et 10 kilojoules par mole correspond à l’énergie de liaison donnée pour les interactions de Van der Waals.