QCM : Structure électronique de la matière (14 questions)

Questions et réponses du QCM

1. Quelle différence majeure distingue le modèle atomique de Thomson de celui de Rutherford ?

Thomson considère l’atome comme indivisible, tandis que Rutherford affirme que les électrons occupent des niveaux d’énergie quantifiés.
Thomson décrit des fonctions d’onde électroniques, tandis que Rutherford propose des orbitales circulaires de rayons fixes.
Thomson propose un noyau positif massif, tandis que Rutherford répartit la charge positive dans tout le volume atomique.
Thomson propose une charge positive diffuse sans noyau distinct, tandis que Rutherford introduit un noyau positif concentrant l’essentiel de la masse.

Thomson propose une charge positive diffuse sans noyau distinct, tandis que Rutherford introduit un noyau positif concentrant l’essentiel de la masse.

Explication

Le modèle de Thomson représente une charge positive diffuse, alors que Rutherford établit l’existence d’un noyau positif contenant l’essentiel de la masse. L’idée d’orbites circulaires fixes appartient au modèle de Bohr, et non à ceux de Thomson ou de Rutherford.

2. Quelle formulation compare correctement les modèles de Bohr et de Schrödinger ?

Bohr décrit un noyau diffus, tandis que Schrödinger considère l’atome comme une particule indivisible.
Bohr répartit la masse dans tout l’atome, tandis que Schrödinger concentre cette masse dans les électrons.
Bohr décrit des orbites circulaires fixes, tandis que Schrödinger utilise des fonctions d’onde et des probabilités de présence.
Bohr utilise des fonctions d’onde probabilistes, tandis que Schrödinger impose des trajectoires circulaires fixes.

Bohr décrit des orbites circulaires fixes, tandis que Schrödinger utilise des fonctions d’onde et des probabilités de présence.

Explication

En 1913, Bohr propose des orbites circulaires fixes pour les électrons, tandis que Schrödinger développe en 1926 un modèle fondé sur les propriétés ondulatoires et corpusculaires. Les fonctions d’onde et les probabilités de présence caractérisent donc le modèle de Schrödinger.

3. Comment le modèle atomique quantique décrit-il le comportement spatial d’un électron ?

Il le décrit comme une charge répartie uniformément dans tout le volume de l’atome.
Il le décrit par une orbite circulaire fixe dont le rayon reste constant pendant le mouvement.
Il le décrit par une position précise qui varie selon une trajectoire mesurable autour du noyau.
Il le décrit par une probabilité de présence autour du noyau, sans lui attribuer une trajectoire déterminée.

Il le décrit par une probabilité de présence autour du noyau, sans lui attribuer une trajectoire déterminée.

Explication

Le modèle quantique remplace la trajectoire déterminée par une distribution de probabilités de présence autour du noyau. L’orbite circulaire fixe correspond plutôt à la représentation de Bohr.

4. Un électron possède un nombre quantique principal nn donné : que permet principalement de caractériser cette information ?

La trajectoire circulaire qu’il suit et la vitesse constante de son déplacement.
Son niveau d’énergie et une probabilité de présence dans un volume autour du noyau.
Sa position exacte et sa coordonnée précise à un instant donné.
La forme détaillée de son orbitale et son orientation dans un champ magnétique.

Son niveau d’énergie et une probabilité de présence dans un volume autour du noyau.

Explication

Dans le modèle quantique, l’électron possède un niveau d’énergie nn et une probabilité de présence dans un volume donné autour du noyau. Le niveau nn ne fournit pas une position exacte, contrairement à une coordonnée déterminée.

5. Que caractérise principalement le nombre quantique principal nn ?

L’orientation de l’orbitale par rapport à un champ magnétique extérieur.
La sous-couche électronique correspondant à une valeur de ℓ\ell donnée.
La forme de l’orbitale et le nombre de lobes qui la composent.
Le niveau d’énergie et l’éloignement global de l’électron par rapport au noyau.

Le niveau d’énergie et l’éloignement global de l’électron par rapport au noyau.

Explication

Le nombre quantique principal nn détermine le niveau d’énergie et indique qu’un électron est généralement plus éloigné du noyau lorsque nn augmente. La forme de l’orbitale dépend plutôt de ℓ\ell, tandis que son orientation dépend de mm.

6. Pour un nombre quantique principal n=3n=3, quelles valeurs le nombre quantique secondaire ℓ\ell peut-il prendre ?

ℓ=−3,−2,−1,0,1,2,3\ell=-3,-2,-1,0,1,2,3, car il décrit toutes les orientations possibles.
ℓ=0,1,2\ell=0,1,2, car il varie de 0 à n−1n-1 et détermine la forme de l’orbitale.
ℓ=0,1,2,3\ell=0,1,2,3, car il peut atteindre la valeur du nombre quantique principal.
ℓ=1,2,3\ell=1,2,3, car il commence à 1 et correspond aux trois niveaux d’énergie internes.

$$\ell=0,1,2$$, car il varie de 0 à $$n-1$$ et détermine la forme de l’orbitale.

Explication

Le nombre quantique secondaire ℓ\ell prend les valeurs entières de 0 à n−1n-1, donc de 0 à 2 lorsque n=3n=3. Il détermine la forme de l’orbitale, alors que le nombre magnétique décrit son orientation.

7. Pour une orbitale caractérisée par ℓ=2\ell=2, quelles valeurs le nombre quantique magnétique mm peut-il prendre ?

m=−1,0,+1m=-1,0,+1, car il décrit une orientation selon trois axes spatiaux.
m=−3,−2,−1,0,+1,+2,+3m=-3,-2,-1,0,+1,+2,+3, car il dépend directement du niveau principal.
m=0,1,2m=0,1,2, car il reprend les valeurs positives du nombre quantique secondaire.
m=−2,−1,0,+1,+2m=-2,-1,0,+1,+2, car il varie de −ℓ-\ell à +ℓ+\ell.

$$m=-2,-1,0,+1,+2$$, car il varie de $$-\ell$$ à $$+\ell$$.

Explication

Le nombre quantique magnétique mm prend toutes les valeurs entières comprises entre −ℓ-\ell et +ℓ+\ell, ce qui donne cinq valeurs pour ℓ=2\ell=2. Ces valeurs décrivent l’orientation de l’orbitale par rapport à un champ magnétique.

8. Quelle description compare correctement les orbitales s et p ?

Les orbitales s et p possèdent chacune quatre lobes séparés par plusieurs plans nodaux.
Les orbitales s sont sphériques, tandis que les orbitales p ont deux lobes orientés selon les axes.
Les orbitales s ont deux lobes, tandis que les orbitales p sont sphériques autour du noyau.
Les orbitales s et p sont sphériques, mais leurs niveaux d’énergie diffèrent.

Les orbitales s sont sphériques, tandis que les orbitales p ont deux lobes orientés selon les axes.

Explication

Une orbitale s présente une symétrie sphérique, alors qu’une orbitale p possède deux lobes séparés par un plan nodal et orientés selon un axe. La description des orbitales s comme bilobées correspond à une confusion avec les orbitales p.

9. Combien d’orbitales contient une sous-couche d, et combien d’électrons peuvent-elles accueillir au total ?

Trois orbitales pouvant accueillir six électrons au total.
Sept orbitales pouvant accueillir quatorze électrons au total.
Une orbitale pouvant accueillir deux électrons au total.
Cinq orbitales pouvant accueillir dix électrons au total.

Cinq orbitales pouvant accueillir dix électrons au total.

Explication

Une sous-couche d comprend cinq orbitales, et chaque orbitale peut contenir deux électrons, soit dix électrons au total. Le nombre d’orbitales augmente selon le type de sous-couche, tandis que la capacité de chaque orbitale reste limitée à deux électrons.

10. Lors du remplissage électronique d’un atome, que prescrit le principe de construction aufbau ?

Placer deux électrons dans chaque orbitale avant d’occuper une nouvelle sous-couche.
Attribuer les électrons selon leur spin avant de comparer les niveaux d’énergie.
Répartir d’abord les électrons dans les orbitales séparées d’une même sous-couche.
Remplir d’abord les orbitales de plus basse énergie, puis celles de niveaux énergétiques croissants.

Remplir d’abord les orbitales de plus basse énergie, puis celles de niveaux énergétiques croissants.

Explication

Le principe aufbau organise le remplissage en fonction de l’énergie croissante des orbitales, en commençant par les niveaux les plus bas. La répartition des électrons dans des orbitales différentes d’une même sous-couche relève plutôt de la règle de Hund.

11. Un atome possède plusieurs orbitales de même énergie dans une sous-couche partiellement remplie : comment la règle de Hund organise-t-elle les électrons ?

Les électrons occupent d’abord des orbitales différentes avec des spins parallèles, puis s’apparient.
Les électrons reçoivent des spins opposés dès qu’ils entrent dans une sous-couche.
Les électrons remplissent les orbitales selon l’ordre global des niveaux énergétiques.
Les électrons s’apparient dans la première orbitale avant d’occuper les orbitales restantes.

Les électrons occupent d’abord des orbitales différentes avec des spins parallèles, puis s’apparient.

Explication

La règle de Hund favorise l’occupation séparée des orbitales dégénérées par des électrons de même spin avant tout appariement. L’appariement immédiat dans une même orbitale ne respecte donc pas cette règle.

12. Quelle conséquence du principe d’exclusion de Pauli concerne directement une orbitale atomique ?

Elle peut contenir deux électrons au maximum, qui doivent avoir des spins opposés.
Elle contient deux électrons au maximum, qui doivent posséder le même spin.
Elle peut contenir trois électrons au maximum, dont deux ont des spins parallèles.
Elle accueille un nombre d’électrons déterminé par le niveau principal de l’atome.

Elle peut contenir deux électrons au maximum, qui doivent avoir des spins opposés.

Explication

Le principe de Pauli interdit à deux électrons d’un même atome d’avoir les quatre mêmes nombres quantiques ; dans une orbitale, les deux électrons doivent donc avoir des spins opposés. Des électrons de même spin dans une même orbitale violeraient cette contrainte.

13. Quel enchaînement respecte l’ordre de remplissage de Klechkowski pour les premières sous-couches ?

1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d
1s → 2p → 2s → 3s → 3p → 4s → 3d
1s → 2s → 2p → 3s → 4s → 3p → 3d
1s → 2s → 3s → 2p → 3p → 3d → 4s

1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d

Explication

La règle de Klechkowski donne notamment l’ordre 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, puis 3d. Les autres séquences déplacent certaines sous-couches par rapport à cet ordre énergétique empirique.

14. Comment la spectroscopie photoélectronique permet-elle d’étudier la structure électronique d’un échantillon ?

Elle soumet l’échantillon à un champ magnétique, puis observe la déviation des atomes chargés.
Elle chauffe l’échantillon, puis déduit la structure électronique de la température de fusion.
Elle éjecte des électrons grâce à des photons énergétiques, puis mesure leur nombre et leur énergie cinétique.
Elle excite des électrons, puis analyse uniquement la lumière émise lors de leur retour vers des niveaux inférieurs.

Elle éjecte des électrons grâce à des photons énergétiques, puis mesure leur nombre et leur énergie cinétique.

Explication

La spectroscopie photoélectronique ionise l’échantillon avec des photons très énergétiques et analyse les électrons éjectés ainsi que leur énergie cinétique. Elle ne repose donc pas sur l’observation exclusive de la lumière émise par des électrons excités.

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Quel modèle Thomson propose-t-il en 1904 ?

Le modèle du pudding.

Que découvre Rutherford en 1911 sur l'atome ?

L'existence d'un noyau positif contenant l'essentiel de la masse.

Quelle forme d'orbitales Bohr propose-t-il en 1913 ?

Des orbitales circulaires fixes pour les électrons.

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