QCM : Structure et liaisons chimiques — 29 questions

Explication

Un atome comprend un noyau entouré d’électrons et constitue les substances solides, liquides ou gazeuses. L’entité chargée formée d’un ou plusieurs constituants correspond plutôt à un ion.

Explication

Une molécule est constituée d’au moins deux atomes, identiques ou différents, unis par des liaisons chimiques. Une entité monoatomique chargée relève de la définition d’un ion.

Explication

Un ion est une entité monoatomique ou polyatomique chargée positivement ou négativement. Une molécule est définie par des atomes liés, tandis qu’un atome est neutre dans cette classification.

Explication

Une mole contient $6{,}023 \times 10^{23}$ entités, valeur appelée nombre d’Avogadro. Les autres valeurs proposées ne correspondent pas au nombre d’Avogadro.

Explication

Le noyau contient les protons et les neutrons, concentre la masse de l’atome et porte la charge $+Ze$. Le nuage électronique se trouve autour du noyau et occupe l’espace atomique.

Explication

Le nombre de masse est la somme des protons et des neutrons : $A=N+Z=18+17=35$. La valeur $17$ correspond au numéro atomique, tandis que $18$ correspond au nombre de neutrons.

Explication

Les isotopes ont le même numéro atomique $Z$, donc le même nombre de protons, mais des nombres de neutrons et des nombres de masse différents. Des numéros atomiques différents indiquent des éléments différents.

Explication

Les modèles ont évolué de Rutherford à Bohr, puis vers les nombres quantiques et la configuration électronique afin d’expliquer progressivement les propriétés observées. L’ordre inverse proposé ne correspond pas à cette évolution.

Explication

Dans un atome neutre, le nombre de protons est égal au nombre d’électrons ; $12$ protons correspondent donc à $12$ électrons. Un ion peut avoir un nombre d’électrons différent, car il est chargé.

Explication

La configuration électronique décrit la distribution des $Z$ électrons d’un atome et permet de prévoir en grande partie sa réactivité chimique. La masse et la charge du noyau dépendent plutôt de ses protons et de ses neutrons.

Explication

La classification périodique ordonne les éléments selon leur numéro atomique croissant et comprend 7 périodes ainsi que 18 colonnes. La masse atomique peut varier sans constituer le critère d’organisation périodique.

Explication

Le bloc s regroupe les éléments dont la configuration électronique externe se termine par $ns^1$ ou $ns^2$. Une terminaison en $np$ caractérise plutôt le bloc p.

Explication

Les métaux de transition occupent les colonnes 3 à 12 et possèdent une configuration de type $(n-1)d^xns^1$ ou $(n-1)d^xns^0$. Les colonnes 1 et 2 correspondent au bloc s, tandis que les colonnes 13 à 18 relèvent du bloc p.

Explication

Un anion se forme lorsqu’un atome capte un ou plusieurs électrons, avec une affinité électronique généralement négative, $AE<0$. La perte d’un électron conduit à la formation d’un cation.

Explication

La formation d’un cation par perte d’un électron nécessite une énergie d’ionisation positive, $EI>0$. L’affinité électronique concerne plutôt la capture d’un électron lors de la formation d’un anion.

Explication

L’électronégativité décrit la tendance d’un atome à capter ou à céder des électrons et la réactivité chimique qui lui est associée. Elle ne correspond pas à l’énergie d’ionisation, qui mesure l’énergie requise pour arracher un électron.

Explication

Dans une liaison covalente classique, chaque atome apporte un électron au doublet partagé. Lorsque les deux électrons proviennent d’un seul atome, il s’agit d’une liaison de coordination.

Explication

Une liaison de coordination se forme lorsque les deux électrons du doublet de liaison sont apportés par un seul atome. La contribution d’un électron par chacun des deux atomes correspond à une liaison covalente classique.

Explication

Le chlore est plus électronégatif que l’hydrogène, avec $\chi(Cl)=3,0$ contre $\chi(H)=2,1$, ce qui attire davantage le doublet vers le chlore. La liaison est donc polarisée avec $H$ en $\delta+$ et $Cl$ en $\delta-$.

Explication

L’extension de valence correspond à une configuration où l’atome central est entouré de plus de huit électrons. Elle se distingue de la règle de l’octet classique, qui associe la stabilité à huit électrons autour de l’atome.

Explication

Dans CH4, la configuration électronique du carbone est réorganisée afin de rendre possibles quatre liaisons covalentes. La configuration fondamentale 2s²2p² ne présente toutefois que deux électrons célibataires.

Explication

L’hybridation sp3 combine une orbitale s et trois orbitales p pour former quatre orbitales hybrides identiques. Ces orbitales permettent au carbone de former quatre liaisons σ dans CH4.

Explication

Le modèle VSEPR prévoit la géométrie à partir de la répulsion entre les doublets d’électrons de valence autour de l’atome central. La représentation de Lewis sert surtout à montrer les liaisons et les doublets.

Explication

Une molécule AX2 possède deux doublets autour de l’atome central, qui se placent selon une figure de répulsion droite et donnent une forme linéaire. La forme triangulaire plane correspond au type AX3.

Explication

Le type AX4 comporte quatre doublets électroniques autour de l’atome central, ce qui produit une géométrie tétraédrique. CH4, SiCl4 et NH4+ sont des exemples de cette organisation.

Explication

La fonction d’onde est une fonction mathématique qui décrit une zone où la probabilité de trouver l’électron est élevée. Elle ne fournit pas une trajectoire classique précise de la particule.

Explication

Les orbitales s possèdent une symétrie sphérique et ne sont pas directionnelles, tandis que les orbitales p présentent une orientation spatiale et une symétrie axiale. Cette différence concerne leur distribution électronique autour du noyau.

Explication

La combinaison linéaire conserve le nombre total d’orbitales : cinq orbitales atomiques produisent donc cinq orbitales moléculaires. Cette règle s’applique au traitement des orbitales combinées dans une molécule.

Explication

Le recouvrement axial conduit à une orbitale liante σ, généralement plus forte, tandis que le recouvrement latéral conduit à une orbitale liante π plus faible. La distinction repose sur l’orientation des orbitales qui se recouvrent.