QCM : Structure et liaisons de l’atome — 22 questions

Explication

Dans un atome neutre, le nombre atomique $Z$ est égal au nombre de protons, qui égale aussi le nombre d’électrons. Le nombre de protons et de neutrons correspond plutôt au nombre de masse $A$.

Explication

Le nombre de masse est la somme des protons et des neutrons, donc $A = 11 + 12 = 23$. La valeur 11 correspond au nombre atomique associé au nombre de protons.

Explication

Les électrons de valence se trouvent sur la couche externe et interviennent dans les liaisons chimiques. Les neutrons et les protons appartiennent au noyau et ne sont pas remplacés par ces électrons.

Explication

Le nombre quantique principal $n$ caractérise la couche électronique, sa taille et son niveau d’énergie. La forme de l’orbitale dépend plutôt du nombre quantique azimutal $l$.

Explication

La correspondance est $l=0$ pour s, $l=1$ pour p, $l=2$ pour d et $l=3$ pour f. Ainsi, $l=2$ désigne une orbitale de type d.

Explication

Le principe de Klechkowsky impose de remplir les orbitales selon leur énergie croissante, ce qui donne ici 1s, 2s, 2p puis 3s. La règle ne porte pas sur le nombre maximal d’électrons par orbitale, qui relève de Pauli.

Explication

Le principe de Pauli autorise au maximum deux électrons dans une orbitale, et leurs spins doivent être antiparallèles. Le remplissage séparé d’orbitales de même énergie avant l’appariement relève de la règle de Hund.

Explication

La règle de Hund favorise d’abord l’occupation séparée des orbitales de même énergie par des électrons de spins parallèles. L’appariement intervient ensuite, tandis que l’ordre général des énergies relève de Klechkowsky.

Explication

La règle associe le duet à l’hydrogène et l’octet notamment au carbone, à l’azote et à l’oxygène. Confondre ces deux règles conduit à attribuer huit électrons à l’hydrogène, ce qui est incorrect.

Explication

Le calcul donne $q = 5 - 2 - 3 = 0$. La charge formelle ne se calcule pas en soustrayant deux fois le nombre de liaisons.

Explication

Le modèle VSEPR place les domaines électroniques de façon à réduire leurs répulsions autour de l’atome central. Il ne fonde pas la géométrie sur la masse des atomes ni sur une attraction entre noyaux.

Explication

Une espèce AX₃ possède une géométrie trigonale plane et des angles de 120°. La géométrie tétraédrique à 109,5° correspond à AX₄, tandis que la géométrie linéaire à 180° correspond à AX₂.

Explication

L’hybridation sp³ combine une orbitale s et trois orbitales p pour produire quatre orbitales équivalentes de géométrie tétraédrique. L’hybridation sp² est plane et l’hybridation sp est linéaire.

Explication

L’hybridation sp² forme trois orbitales hybrides et laisse une orbitale p pure, ce qui conduit à une géométrie plane à 120°. La conservation de deux orbitales p pures et la géométrie linéaire caractérisent sp.

Explication

L’hybridation sp combine une orbitale s et une orbitale p pour former deux orbitales sp, tout en conservant deux orbitales p pures. Cette organisation donne une géométrie linéaire de 180° dans l’acétylène.

Explication

Une liaison σ provient d’un recouvrement axial selon l’axe internucléaire et permet la libre rotation autour de cet axe. Le recouvrement latéral d’orbitales p et le blocage de la rotation sont associés à une liaison π.

Explication

La liaison π résulte du recouvrement latéral de deux orbitales p pures parallèles, et cette organisation ne permet pas la libre rotation. Le recouvrement axial et la rotation libre caractérisent la liaison σ.

Explication

La longueur décroît et l’énergie augmente en passant de la liaison simple à la double puis à la triple : $C\equiv C < C=C < C-C$ pour la longueur. La liaison simple n’est donc ni la plus courte ni la plus forte.

Explication

Une liaison covalente repose sur la mise en commun d’électrons par deux atomes. Le transfert d’électrons correspond plutôt à la formation d’une liaison ionique, et non à la définition d’une liaison covalente.

Explication

L’azote possède sept électrons de numéro atomique, forme généralement trois liaisons et conserve un doublet non liant. La description divalente avec deux doublets non liants correspond à l’oxygène.

Explication

L’oxygène possède un numéro atomique égal à huit, forme généralement deux liaisons et porte deux doublets non liants. La trivalence accompagnée d’un seul doublet caractérise plutôt l’azote neutre.

Explication

L’équation de Schrödinger traduit la dualité onde-particule et permet de dépasser les limites du modèle classique pour expliquer la stabilité des atomes. Une trajectoire circulaire classique ne résout pas le problème fondamental de cette stabilité.