QCM : Structure et nomenclature moléculaires (33 questions)

Questions et réponses du QCM

1. Comment se forme une liaison covalente normale entre deux atomes ?

Par le transfert complet d’électrons d’un atome vers l’autre
Par le partage d’un doublet fourni par un seul atome
Par l’attraction entre deux ions de charges opposées
Par la mise en commun d’électrons non appariés appartenant aux deux atomes

Par la mise en commun d’électrons non appariés appartenant aux deux atomes

Explication

Une liaison covalente normale résulte de la mise en commun d’électrons non appariés entre deux atomes. Le partage d’un doublet fourni par un seul atome caractérise plutôt une liaison dative.

2. Quel type d’orbitale moléculaire résulte du recouvrement latéral de deux orbitales p ?

Une orbitale moléculaire π
Une orbitale moléculaire antiliante σ
Une orbitale moléculaire σ
Une orbitale atomique hybride

Une orbitale moléculaire π

Explication

Le recouvrement latéral d’orbitales p forme une orbitale moléculaire π, tandis que le recouvrement axial forme une orbitale σ. Une orbitale σ antiliante se distingue par son caractère antiliant, et non par le seul recouvrement latéral décrit ici.

3. Comment calcule-t-on l’ordre de liaison à partir des électrons liants et antiliants ?

On divise par deux la différence entre leur nombre d’électrons liants et antiliants
On divise par deux la somme de leur nombre d’électrons liants et antiliants
On soustrait le nombre d’électrons liants du nombre d’électrons antiliants, puis on divise par deux
On multiplie par deux la différence entre leur nombre d’électrons liants et antiliants

On divise par deux la différence entre leur nombre d’électrons liants et antiliants

Explication

L’ordre de liaison est la moitié du nombre d’électrons liants moins le nombre d’électrons antiliants. La somme des deux populations ne mesure pas leur contribution nette à la liaison.

4. Quel ordre de liaison indique que He₂ ne forme pas une liaison covalente stable dans les exemples considérés ?

Un ordre de liaison de 3, comme dans N₂
Un ordre de liaison nul, car les électrons liants et antiliants se compensent
Un ordre de liaison de 2, comme dans O₂
Un ordre de liaison de 1, comme dans H₂ et F₂

Un ordre de liaison nul, car les électrons liants et antiliants se compensent

Explication

He₂ a un ordre de liaison nul, ce qui signifie que les électrons liants ne dépassent pas les électrons antiliants. H₂, F₂, O₂ et N₂ ont au contraire des ordres de liaison positifs dans les exemples considérés.

5. Dans une liaison covalente dative, d’où proviennent les deux électrons de la liaison ?

D’un transfert complet d’électrons entre deux atomes qui deviennent des ions
Du même atome donneur, qui possède un doublet disponible, tandis que l’accepteur a une orbitale vide
D’un électron fourni par chaque atome, comme dans une liaison covalente normale
De l’atome accepteur, qui possède un doublet disponible, tandis que le donneur a une orbitale vide

Du même atome donneur, qui possède un doublet disponible, tandis que l’accepteur a une orbitale vide

Explication

Dans une liaison dative, le donneur fournit les deux électrons de liaison à un accepteur doté d’une orbitale vide. Dans une liaison covalente normale, les électrons mis en commun proviennent des deux atomes.

6. Quelle différence d’électronégativité distingue une liaison dative semi-polaire d’une liaison dative coordinative ?

Le donneur et l’accepteur ont la même électronégativité dans la liaison semi-polaire, mais diffèrent dans la liaison coordinative
Le donneur est moins électronégatif que l’accepteur dans les deux types de liaison
Le donneur est plus électronégatif que l’accepteur dans la liaison semi-polaire, et moins électronégatif dans la liaison coordinative
Le donneur est moins électronégatif que l’accepteur dans la liaison semi-polaire, et plus électronégatif dans la liaison coordinative

Le donneur est moins électronégatif que l’accepteur dans la liaison semi-polaire, et plus électronégatif dans la liaison coordinative

Explication

Dans une liaison dative semi-polaire, le donneur est moins électronégatif que l’accepteur ; dans une liaison coordinative, il est plus électronégatif. La relation inverse attribuée à ces deux catégories confond leurs définitions.

7. Comment détermine-t-on le rayon covalent d’un élément à partir d’une liaison entre deux atomes identiques ?

On prend la moitié de la longueur de cette liaison
On mesure la distance minimale entre deux atomes non liés
On prend la longueur entière de cette liaison comme rayon de chaque atome
On mesure la distance entre les noyaux d’ions dans un cristal

On prend la moitié de la longueur de cette liaison

Explication

Le rayon covalent est égal à la moitié de la longueur de liaison entre deux atomes identiques. La distance minimale entre atomes non liés correspond au rayon de van der Waals, et non au rayon covalent.

8. En descendant dans une famille du tableau périodique, comment évolue le rayon covalent lorsque le numéro atomique augmente ?

Il augmente avec le nombre quantique principal et la taille du nuage électronique
Il diminue parce que le nombre d’électrons liants augmente dans chaque atome
Il reste à peu près constant parce que les électrons externes occupent le même niveau principal
Il diminue parce que la charge nucléaire comprime le nuage à couche principale constante

Il augmente avec le nombre quantique principal et la taille du nuage électronique

Explication

Dans une famille, le rayon covalent augmente avec le numéro atomique, car le nombre quantique principal et la taille du nuage électronique augmentent. La compression par charge nucléaire accrue à niveau principal constant explique plutôt la tendance observée dans une période.

9. Dans une période, pourquoi le rayon covalent diminue-t-il généralement lorsque le numéro atomique augmente ?

Le nombre d’électrons liants augmente, ce qui raccourcit directement le rayon covalent
La charge positive du noyau diminue et attire moins fortement les électrons externes
Le nombre quantique principal augmente, ce qui étend le nuage électronique autour du noyau
La charge positive du noyau augmente à nombre quantique principal constant et comprime le nuage électronique

La charge positive du noyau augmente à nombre quantique principal constant et comprime le nuage électronique

Explication

Au cours d’une période, le numéro atomique et la charge positive du noyau augmentent tandis que le nombre quantique principal reste constant, ce qui comprime le nuage électronique. L’augmentation du nombre quantique principal est plutôt associée à la croissance du rayon dans une famille.

10. Deux charges opposées de valeur absolue qq sont séparées par une distance dd. Quelle expression donne le module de leur moment dipolaire ?

μ=qd\mu=\frac{q}{d}, avec qq en coulombs et dd en mètres
μ=dq\mu=\frac{d}{q}, avec qq en coulombs et dd en mètres
μ=q+d\mu=q+d, avec qq en coulombs et dd en mètres
μ=q d\mu=q\,d, avec qq en coulombs et dd en mètres

$$\mu=q\,d$$, avec $$q$$ en coulombs et $$d$$ en mètres

Explication

Le moment dipolaire est le produit de la valeur de la charge par la distance qui sépare les charges opposées, et s’exprime en C·m. La division par la distance ne correspond pas à cette définition.

11. Une molécule possède plusieurs liaisons polaires dont les moments dipolaires se compensent exactement. Comment cette molécule est-elle classée ?

Comme non polaire, car la somme vectorielle de ses moments de liaison est nulle
Comme ionique, car la compensation des moments implique un transfert complet de charge
Comme polaire, car les moments de liaison s’additionnent en valeur absolue
Comme polaire, car la présence de liaisons polaires suffit à donner un moment résultant

Comme non polaire, car la somme vectorielle de ses moments de liaison est nulle

Explication

La polarité moléculaire dépend de la somme vectorielle des moments dipolaires de liaison, qui est ici nulle. La présence de liaisons polaires ne suffit pas si leurs moments se compensent.

12. Selon le critère de différence d’électronégativité, comment classer une liaison pour laquelle Δχ=2,0\Delta\chi=2{,}0 ?

Comme une liaison métallique, puisque les électrons sont attirés par deux atomes
Comme une liaison ionique, puisque la différence dépasse le seuil de 1,7
Comme une liaison covalente polarisée, puisque la différence dépasse le seuil de 1,7
Comme une liaison covalente non polarisée, puisque les atomes partagent des électrons

Comme une liaison ionique, puisque la différence dépasse le seuil de 1,7

Explication

Une différence d’électronégativité supérieure à 1,7 indique une liaison ionique selon le critère donné. Le classement en liaison covalente polarisée correspond à une différence inférieure à ce seuil.

13. Quelle interaction définit une liaison ionique, aussi appelée liaison électrovalente ?

Une attraction entre des cations et des électrons délocalisés en mouvement
Un partage équilibré d’électrons entre deux atomes neutres
Une attraction entre des dipôles moléculaires induits
Une attraction électrostatique entre des charges de signes opposés

Une attraction électrostatique entre des charges de signes opposés

Explication

Une liaison ionique est une interaction électrostatique entre des charges de signes opposés. L’attraction entre cations et électrons délocalisés décrit plutôt la liaison métallique.

14. Dans le modèle de la liaison métallique, quels constituants sont liés par attraction électrostatique dans un ensemble globalement neutre ?

Des cations et une mer d’électrons délocalisés en mouvement
Des molécules neutres et des ions positifs fixes dans le réseau
Des anions et des électrons localisés entre des paires d’atomes
Des noyaux atomiques et des électrons liés à chaque atome

Des cations et une mer d’électrons délocalisés en mouvement

Explication

La liaison métallique associe des cations à une mer d’électrons délocalisés et mobiles, l’ensemble demeurant neutre. Des électrons localisés entre des paires d’atomes évoquent plutôt des liaisons covalentes.

15. Quelle association explique correctement les propriétés caractéristiques des métaux ?

La mobilité des électrons favorise la conductivité, tandis que le glissement des plans atomiques permet malléabilité et ductilité
Le glissement des électrons favorise la conductivité, tandis que l’immobilité des plans atomiques permet malléabilité et ductilité
La rigidité des électrons favorise la conductivité, tandis que la rupture des plans atomiques permet malléabilité et ductilité
La mobilité des électrons favorise la malléabilité, tandis que le glissement des plans atomiques permet la conductivité

La mobilité des électrons favorise la conductivité, tandis que le glissement des plans atomiques permet malléabilité et ductilité

Explication

Les électrons délocalisés mobiles contribuent aux conductivités thermique et électrique, tandis que le glissement des plans de noyaux avec déplacement des électrons explique la malléabilité et la ductilité. Le glissement des plans n’est pas la cause de la conductivité métallique.

16. Un échantillon contient plusieurs constituants et peut présenter une composition uniforme ou non uniforme. Comment le classer ?

Comme un corps pur simple, car ses constituants sont réunis dans un même échantillon
Comme un mélange, qui peut être homogène ou hétérogène
Comme un corps pur, car l’échantillon forme une seule matière observable
Comme un corps pur composé, car ses constituants peuvent être de nature différente

Comme un mélange, qui peut être homogène ou hétérogène

Explication

Un mélange contient plusieurs constituants et peut être homogène ou hétérogène. Un corps pur contient un seul type de substance, même si celle-ci peut être constituée de plusieurs éléments.

17. Comment classer O2O_2 et H2OH_2O selon le nombre d’éléments chimiques présents dans chaque substance ?

Les deux sont des corps purs simples, car chaque formule désigne une substance
O2O_2 est un corps pur composé et H2OH_2O un corps pur simple
O2O_2 est un corps pur simple et H2OH_2O un corps pur composé
Les deux sont des corps purs composés, car chaque formule comporte plusieurs atomes

$$O_2$$ est un corps pur simple et $$H_2O$$ un corps pur composé

Explication

Un corps pur simple ne contient qu’un type d’atome, comme O2O_2, tandis qu’un corps pur composé contient plusieurs éléments, comme H2OH_2O. Le nombre d’atomes dans une formule ne détermine pas à lui seul si le corps est simple ou composé.

18. Quelle propriété caractérise un acide dans une réaction avec une base ?

Il peut céder un ion OH⁻.
Il peut accepter un ou plusieurs ions O²⁻.
Il peut accepter un ion H⁺.
Il peut céder un ou plusieurs ions H⁺.

Il peut céder un ou plusieurs ions H⁺.

Explication

Un acide est défini par sa capacité à céder un ou plusieurs ions H⁺. Accepter un ion H⁺ caractérise plutôt une base.

19. En solution, comment nomme-t-on HX lorsque X est un non-métal, et quel suffixe porte le nom de l’anion X⁻ ?

« Acide + nom du non-métal + eux » ; l’anion prend le suffixe « ite ».
« Nom du non-métal + oxygène » ; l’anion prend le préfixe « thio ».
« Acide + nom du non-métal + hydrique » ; l’anion prend le suffixe « ure ».
« Hydroxyde de + nom du non-métal » ; l’anion prend le suffixe « ate ».

« Acide + nom du non-métal + hydrique » ; l’anion prend le suffixe « ure ».

Explication

La forme acide en solution se construit avec « acide » et le suffixe « hydrique », tandis que l’anion X⁻ prend le suffixe « ure ». La forme « nom du non-métal + ure d’hydrogène » est une autre façon de nommer HX, mais ne donne pas le nom de l’anion.

20. Deux oxacides d’un même élément diffèrent par leur nombre d’atomes d’oxygène : lequel porte la terminaison « ique » ?

Celui dont l’anion porte la terminaison « ite ».
Celui qui contient le moins d’atomes d’oxygène.
Celui qui contient le plus d’atomes d’oxygène.
Celui dont la formule contient un atome de soufre.

Celui qui contient le plus d’atomes d’oxygène.

Explication

Entre deux oxacides d’un même élément, la terminaison « ique » désigne celui qui contient le plus d’oxygènes, et « eux » celui qui en contient le moins. La terminaison « ite » apparaît dans le nom de l’anion correspondant à un oxacide en « eux ».

21. Quelle propriété définit une base dans une réaction acido-basique ?

Elle peut céder un ion OH⁻.
Elle peut accepter un ion H⁺.
Elle peut accepter un ion O²⁻.
Elle peut céder un ou plusieurs ions H⁺.

Elle peut accepter un ion H⁺.

Explication

Une base est un composé susceptible d’accepter un ion H⁺. La capacité de céder des ions H⁺ caractérise un acide.

22. Un métal forme plusieurs cations stables : que précise le chiffre romain dans le nom de son hydroxyde ?

Le nombre de groupes hydroxyde.
Le nombre d’atomes d’oxygène du composé.
La charge totale des ions hydroxyde.
La charge du métal.

La charge du métal.

Explication

Dans le nom d’un hydroxyde d’un métal à plusieurs cations stables, le chiffre romain indique la charge du métal. Le nombre de groupes OH dépend de cette charge, mais n’est pas la valeur indiquée par le chiffre romain.

23. Comment distingue-t-on la base aminée RNH₂ de son cation protoné RNH₃⁺ dans leur nomenclature ?

La base et le cation prennent tous deux le suffixe « amine ».
La base prend le suffixe « hydroxyde », tandis que le cation prend la terminaison « hydrazine ».
La base prend le suffixe « amine », tandis que le cation prend la terminaison « ammonium » correspondante.
La base prend la terminaison « ammonium », tandis que le cation prend le suffixe « amine ».

La base prend le suffixe « amine », tandis que le cation prend la terminaison « ammonium » correspondante.

Explication

RNH₂ se nomme d’après le groupe R avec le suffixe « amine », tandis que la protonation en RNH₃⁺ entraîne la terminaison correspondante en « ammonium ». Inverser ces terminaisons confond la base avec son cation protoné.

24. Lorsqu’un acide réagit avec une base hydroxylée pour former un sel, quel autre produit se forme également ?

Du dioxyde de carbone.
Du dihydrogène.
De l’eau.
Du dioxygène.

De l’eau.

Explication

La combinaison d’un acide avec une base hydroxylée forme un sel et de l’eau. La formation d’un sel avec une base aminée ne se caractérise pas par la production d’eau indiquée ici.

25. Comment nomme-t-on un sel binaire MX, et quel équilibre ses indices assurent-ils ?

« Nom de l’oxyanion en -ite de nom du métal » ; l’égalité des nombres d’ions présents.
« Nom de l’oxyanion en -ate de nom du métal » ; l’égalité des nombres d’atomes d’oxygène.
« Nom du non-métal en -ure de nom du métal » ; l’égalité des charges positives et négatives totales.
« Nom du métal en -ure de nom du non-métal » ; l’égalité des masses des ions.

« Nom du non-métal en -ure de nom du métal » ; l’égalité des charges positives et négatives totales.

Explication

Un sel binaire se nomme avec le nom du non-métal terminé par « -ure », suivi du nom du métal, et ses indices équilibrent les charges totales. Les terminaisons « -ate » et « -ite » relèvent notamment de la nomenclature des sels ternaires.

26. Un oxyanion conserve deux protons acides dans un sel ternaire : quel préfixe indique cette situation dans son nom ?

« Hydrogéno ».
« Thio ».
« Dihydrogéno ».
« Per ».

« Dihydrogéno ».

Explication

Le préfixe « dihydrogéno » signale que l’anion conserve deux protons acides. « Hydrogéno » indique qu’il en conserve un.

27. Quelle description caractérise un oxyde métallique MO ?

Un composé basique issu d’une base hydroxylée déshydratée, associant un cation métallique à l’anion O²⁻
Un composé acide issu de la déshydratation complète d’un acide ternaire, associant deux non-métaux
Un composé neutre formé par hydratation d’un oxyde, associant un métal à des groupes hydroxyle
Un composé basique associant un cation métallique à un anion hydroxyle sans déshydratation préalable

Un composé basique issu d’une base hydroxylée déshydratée, associant un cation métallique à l’anion O²⁻

Explication

Un oxyde métallique est basique et peut être obtenu en déshydratant une base hydroxylée ; il contient le cation métallique et l’anion O²⁻. La déshydratation complète d’un acide ternaire caractérise plutôt un oxyde acide non métallique.

28. Comment nomme-t-on l’oxyde d’un métal qui peut former des cations de charges différentes ?

Anhydride de suivi du nom du métal, avec sa charge en chiffres arabes entre parenthèses
Oxyde de suivi du nom du métal, avec sa charge indiquée par un préfixe numérique
Oxyde de suivi du nom du métal, avec sa charge en chiffres romains entre parenthèses
Composé métallique de suivi du nom de l’oxygène, avec la charge en chiffres romains

Oxyde de suivi du nom du métal, avec sa charge en chiffres romains entre parenthèses

Explication

La nomenclature donne « oxyde de » suivi du nom du métal et précise sa charge en chiffres romains entre parenthèses lorsque plusieurs charges sont possibles. Le terme « anhydride » désigne plutôt un oxyde acide associé à un non-métal.

29. Quel processus forme un oxyde non métallique, aussi appelé anhydride ?

La déshydratation d’une base hydroxylée, qui produit un oxyde acide
L’hydratation d’un oxyde non métallique, qui produit un acide ternaire
La déshydratation complète d’un acide ternaire, qui produit un oxyde acide
La déshydratation partielle d’un acide ternaire, qui produit un oxyde basique

La déshydratation complète d’un acide ternaire, qui produit un oxyde acide

Explication

Un oxyde non métallique est un oxyde acide formé par déshydratation complète d’un acide ternaire. Une déshydratation partielle conduit plutôt à un anhydride imparfait, ou acide condensé.

30. À qui et à quelle année associe-t-on le modèle VSEPR ?

À Robert Mulliken, en 1954
À Ronald James Gillespie, en 1957
À Ronald James Gillespie, en 1961
À Linus Pauling, en 1957

À Ronald James Gillespie, en 1957

Explication

Le modèle VSEPR est associé à Ronald James Gillespie et daté de 1957 ; ses règles s’appuient notamment sur des observations expérimentales comme la diffraction des rayons X. Linus Pauling est un scientifique pertinent en chimie, mais il ne correspond pas à l’attribution indiquée ici.

31. Dans la notation VSEPR AXₙEₘ, que représentent n et m ?

n indique les directions de liaison et m les paires électroniques libres autour de l’atome central
n indique les liaisons multiples et m les atomes périphériques sans liaison avec le centre
n indique les paires électroniques libres et m les directions de liaison autour de l’atome central
n indique les atomes liés et m le nombre total d’électrons de valence de la molécule

n indique les directions de liaison et m les paires électroniques libres autour de l’atome central

Explication

Dans AXₙEₘ, n compte les directions de liaison et m les paires libres de la couche de valence de l’atome central. L’interprétation qui inverse ces deux rôles est une confusion fréquente, mais elle attribue à n et m les significations opposées.

32. Quelle disposition prévoit le modèle VSEPR pour les doublets électroniques autour de l’atome central ?

Ils s’alignent selon les directions des liaisons, indépendamment des doublets libres
Ils s’organisent de façon à rapprocher les doublets libres de l’atome central
Ils s’organisent de façon à maximiser leur éloignement mutuel
Ils se placent de façon à minimiser leur distance avec les atomes périphériques

Ils s’organisent de façon à maximiser leur éloignement mutuel

Explication

Le principe VSEPR prévoit que les doublets autour de l’atome central se disposent pour s’éloigner le plus possible les uns des autres. Une disposition qui rapproche les doublets libres contredit précisément cette minimisation des répulsions.

33. Quelle géométrie VSEPR correspond à une molécule AX₄ sans doublet libre sur l’atome central ?

Une géométrie tétraédrique avec des angles d’environ 109,5°
Une géométrie coudée avec un angle inférieur à 109,5°
Une géométrie linéaire avec un angle de 180°
Une géométrie trigonale plane avec des angles d’environ 120°

Une géométrie tétraédrique avec des angles d’environ 109,5°

Explication

Pour AX₄, les quatre directions de liaison forment une géométrie tétraédrique, dont l’angle caractéristique est d’environ 109,5°. La géométrie trigonale plane correspond à AX₃, et non à quatre directions de liaison.

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De quoi résulte une liaison covalente normale entre deux atomes ?

De la mise en commun d’électrons non appariés.

Quelle orbitale moléculaire résulte d’un recouvrement axial d’orbitales ?

Une orbitale σ.

Quelle orbitale moléculaire résulte d’un recouvrement latéral d’orbitales p ?

Une orbitale π.

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