QCM : Structure électronique des atomes — 24 questions

Explication

Démocrite formule vers $-420$ l’idée que la matière est composée de grains indivisibles appelés atomes. Aristote défend une composition fondée sur des éléments comme l’eau, l’air, la terre, le feu et l’éther.

Explication

Lavoisier décompose la matière en 33 substances non décomposables, ce qui contribue à distinguer des entités élémentaires. La classification périodique appartient à Mendéléïev, tandis que les orbites électroniques relèvent de modèles atomiques ultérieurs.

Explication

Mendéléïev introduit la classification périodique des éléments en $1869$. Les autres dates correspondent à la vie de Lavoisier ou à des découvertes et modèles atomiques postérieurs.

Explication

Un atome est constitué d’un noyau et d’électrons. L’absence de noyau ou la confusion entre atome et molécule ne correspond pas à cette définition structurale.

Explication

Dans un atome neutre, le nombre d’électrons est égal à $Z$, alors qu’un ion a gagné ou perdu des électrons et en possède donc un nombre différent. Le nombre $Z$ désigne le numéro atomique, lié aux protons, et non aux neutrons.

Explication

Un élément chimique regroupe les entités qui ont le même numéro atomique $Z$, c’est-à-dire le même nombre de protons. Des isotopes d’un même élément peuvent toutefois différer par leur nombre de neutrons.

Explication

Les isotopes ont le même nombre de protons, ce qui maintient leur appartenance au même élément, mais des nombres de neutrons différents. Une variation du nombre de protons changerait l’élément chimique.

Explication

Thomson découvre l’électron en $1897$ et propose le modèle du Plum-pudding, où les charges positives sont réparties dans un milieu diffus. La charge positive concentrée dans un noyau caractérise le modèle de Rutherford.

Explication

L’expérience de Rutherford montre en $1911$ que la charge positive est concentrée dans un noyau et que l’atome est en grande partie vide. La répartition diffuse des charges correspond au modèle de Thomson, tandis que les orbites circulaires sont associées à Bohr.

Explication

Les nombres $n$, $l$ et $m_l$ déterminent une orbitale, alors que $m_s$ décrit le spin intrinsèque de l’électron. Confondre $m_l$ et $m_s$ revient à attribuer à l’orbitale une propriété propre à l’électron.

Explication

Une orbitale est une case quantique définie par les trois premiers nombres quantiques et peut contenir au maximum deux électrons. Le nombre $m_s$ ne définit pas l’orbitale, et sa prise en compte ne porte pas la capacité à quatre électrons.

Explication

L’état fondamental est l’état de plus basse énergie et il est donc le plus stable. Un état de haute énergie correspond plutôt à un état excité, même s’il peut présenter une répartition électronique similaire.

Explication

Les énergies électroniques sont négatives, et une valeur plus basse correspond à une stabilité plus grande. L’intuition selon laquelle une valeur numérique plus grande serait préférable inverse cette relation pour les énergies négatives.

Explication

La configuration électronique indique comment tous les électrons d’un atome ou d’un ion sont répartis dans les orbitales. Les nucléons appartiennent au noyau et ne constituent donc pas le contenu d’une configuration électronique.

Explication

Le principe de Pauli interdit à deux électrons d’avoir les quatre mêmes nombres quantiques, ce qui permet deux électrons dans une orbitale avec des spins différents. Des spins parallèles leur donneraient les mêmes nombres quantiques orbitaux et de spin dans cette même orbitale.

Explication

Les atomes peuvent gagner ou perdre des électrons afin d’acquérir une configuration plus stable, en particulier lorsqu’une sous-couche devient entièrement remplie ou demi-remplie. Une sous-couche partiellement remplie quelconque ne procure pas nécessairement cette stabilisation.

Explication

Les gaz rares sont particulièrement stables parce que leurs couches électroniques sont remplies. Les autres atomes peuvent réagir pour atteindre une configuration électronique voisine de celle d’un gaz rare, mais une sous-couche partiellement remplie ne suffit pas à expliquer cette stabilité.

Explication

Les électrons de valence comprennent les électrons associés à la plus grande valeur de $n$ ainsi que ceux de sous-couches inférieures partiellement remplies. Ils ne se limitent donc pas mécaniquement à la seule couche externe et n’incluent pas les nucléons du noyau.

Explication

L’écart énergétique entre les deux niveaux est égal à l’énergie du photon, donnée par $h\nu$. La relation faisant intervenir $c$ et $\lambda$ relie plutôt la fréquence à la longueur d’onde, et ne donne pas directement l’énergie.

Explication

La baisse d’énergie de l’électron s’accompagne de l’émission d’un photon. L’absorption d’un photon correspond au mécanisme inverse, lorsqu’un électron accède à un niveau énergétique supérieur.

Explication

Une entité dont le spin total vérifie $S = 0$ est diamagnétique. Le paramagnétisme correspond au cas où $S \ne 0$ et où l’entité interagit avec un champ magnétique extérieur.

Explication

Le paramagnétisme est associé à un spin total $S \ne 0$ et à une interaction avec un champ magnétique extérieur. Un spin total nul caractérise au contraire une entité diamagnétique.

Explication

Un élément de transition possède au moins un degré d’oxydation stable dans lequel une sous-couche d ou f est partiellement remplie. Des sous-couches d et f complètement remplies ne satisfont pas cette définition.

Explication

L’ionisation des métaux de transition arrache d’abord les électrons de la sous-couche ns, puis ceux de la sous-couche $(n-1)d$. Cette règle s’applique même si les orbitales ns ont été remplies avant les orbitales d lors de la construction électronique.