QCM : Structure et quantité de matière (38 questions)

Explication

Un atome est la plus petite partie de matière qui ne peut plus être divisée par des méthodes chimiques, et il comprend un noyau autour duquel gravitent des électrons. Un noyau isolé ne représente pas l’atome entier, puisqu’il manque les électrons.

Explication

Le noyau est formé de protons et de neutrons et sa dimension est d’environ $10^{-15}\,\text{m}$, très inférieure à celle de l’atome. La valeur $10^{-10}\,\text{m}$ correspond à un ordre de grandeur associé à l’atome, pas au noyau.

Explication

Le proton porte une charge positive, le neutron est neutre et l’électron porte une charge négative de même valeur absolue que celle du proton. L’idée que le neutron serait négatif confond sa neutralité avec la charge du proton.

Explication

L’atome est constitué en grande partie de vide, alors que son noyau contient la quasi-totalité de sa masse. La masse des électrons ne représente pas la part principale de la masse atomique.

Explication

Le numéro atomique $Z$ correspond au nombre de protons du noyau et caractérise l’élément chimique. Le nombre total de nucléons, contrairement au nombre de protons, peut différer entre isotopes d’un même élément.

Explication

Le numéro atomique reste le même pour un élément donné, car il est défini par le nombre de protons. L’idée qu’il varie avec les électrons confond le numéro atomique avec la charge de l’ion.

Explication

Les isotopes appartiennent au même élément et possèdent donc le même nombre de protons, mais ils diffèrent par leur nombre de neutrons et de nucléons. Des nombres de protons différents indiqueraient des éléments différents.

Explication

Dans son état fondamental, un atome neutre possède autant d’électrons que de protons, soit $Z$ électrons. Un ion peut avoir un nombre d’électrons différent de $Z$, mais la question porte sur un atome neutre.

Explication

Les électrons occupent des couches électroniques associées à des niveaux d’énergie différents, nommées K, L et M. Ces couches appartiennent à l’organisation électronique autour du noyau, et non au noyau lui-même.

Explication

Dans le modèle simplifié, la couche K est saturée à 2 électrons, tandis que L et M peuvent accueillir jusqu’à 8 électrons, avec le cas particulier du potassium. Attribuer une capacité de 8 à K confond sa limite avec celle des couches externes considérées.

Explication

Pour $Z<18$, les électrons remplissent successivement K, L et M ; K accueille jusqu’à 2 électrons et L jusqu’à 8 avant le remplissage de M. Commencer par M ne respecte pas l’ordre de remplissage établi pour ces atomes.

Explication

La représentation de Lewis ne fait apparaître que les électrons de la dernière couche, autour du symbole chimique. La configuration électronique complète, contrairement à Lewis, représente tous les électrons de l’atome.

Explication

Les quatre premiers électrons externes sont représentés par des points célibataires, puis les suivants s’associent en doublets figurés par des traits. Trois doublets correspondraient à six électrons déjà appariés, contrairement à cette règle de représentation.

Explication

La valence correspond au nombre d’électrons célibataires visibles dans la représentation de Lewis. Le nombre total d’électrons périphériques ne convient pas, car certains peuvent être réunis en doublets.

Explication

Les éléments d’une même période partagent le même nombre de couches électroniques, tandis que ceux d’un même groupe partagent le nombre d’électrons périphériques et des propriétés chimiques similaires. L’inversion des lignes et des colonnes confond ces deux critères de classement.

Explication

La règle de l’octet décrit la tendance des atomes à saturer leur couche externe avec huit électrons. La règle du duet concerne notamment l’hélium, dont la couche externe est saturée avec deux électrons.

Explication

Une liaison covalente résulte du partage d’électrons entre atomes. Une liaison ionique implique plutôt un transfert d’électrons et l’association d’ions de charges opposées.

Explication

L’association forte de cations et d’anions forme un sel. Une molécule, en revanche, correspond à une association forte d’atomes reliés par des liaisons covalentes.

Explication

Un ion monoatomique est un atome qui a gagné ou perdu un ou plusieurs électrons, ce qui lui confère une charge électrique. Une modification du nombre de protons n’est pas la transformation décrite pour former un ion monoatomique.

Explication

La perte d’électrons laisse l’atome avec une charge positive : il devient un cation. Un anion se forme au contraire lorsqu’un atome gagne des électrons.

Explication

La charge nette correspond à la différence entre le nombre de protons et celui des électrons : ici, $12-10=2$, donc la charge est positive. Une charge négative serait associée à davantage d’électrons que de protons.

Explication

Un atome qui possède de cinq à sept électrons externes en gagne le nombre nécessaire pour compléter l’octet ; avec six, il en gagne deux et devient un anion. La perte de deux électrons décrirait une autre tendance, celle des atomes ayant moins de trois électrons externes.

Explication

Un sel ionique est neutre lorsque ses charges positives et négatives se compensent globalement. Le nombre de cations et d’anions peut différer, car leurs charges peuvent avoir des valeurs différentes.

Explication

La formule brute place le symbole du cation avant celui de l’anion, d’où CaF₂. L’ordre du nom est différent : « fluorure de calcium » nomme l’anion avant le cation.

Explication

La formule ionique explicite les ions présents et leur nombre, ce qui permet de vérifier la compensation des charges. La formule brute indique la composition du sel, mais ne détaille pas directement les ions de cette manière.

Explication

Il faut d’abord identifier le cation et l’anion, puis choisir des proportions qui rendent la charge globale nulle avant d’écrire les deux formules. Attribuer d’emblée des proportions égales ne convient pas nécessairement, car les ions peuvent porter des charges différentes.

Explication

Une molécule est constituée d’atomes liés par des liaisons covalentes et son ensemble est électriquement neutre. Un assemblage d’ions attirés électrostatiquement correspond plutôt à un composé ionique.

Explication

Une liaison covalente résulte de la mise en commun de deux électrons célibataires, qui forment un doublet liant représenté par un trait. Le transfert d’un électron entre atomes correspond plutôt à la formation d’ions.

Explication

Chaque atome forme autant de liaisons covalentes que sa valence, et les électrons d’une liaison comptent pour chacun des deux atomes liés. Les électrons partagés ne sont donc pas comptés au bénéfice d’un seul des atomes.

Explication

La formule développée représente l’agencement des atomes et les liaisons qui les relient. La formule brute donne la composition en éléments, sans montrer cet agencement.

Explication

L’électronégativité caractérise la facilité avec laquelle un élément capte un électron lors de la formation d’une liaison. Le nombre de liaisons formées relève de la valence, et non de cette définition.

Explication

Une différence d’électronégativité peut d’abord polariser une liaison covalente en attirant inégalement le doublet liant ; si elle devient trop importante, le partage cesse et un transfert d’électrons donne une liaison ionique. Une liaison simplement polarisée conserve, elle, un partage du doublet.

Explication

Une molécule polaire présente une répartition inégale des charges, formant un dipôle avec des régions partiellement négative et positive. Elle peut néanmoins rester globalement neutre : un dipôle ne signifie pas qu’elle est constituée d’ions séparés.

Explication

Une liaison hydrogène est une interaction électrostatique entre un hydrogène de pôle positif et un élément très électronégatif — fluor, oxygène ou azote — de pôle négatif. Un carbone ne fait pas partie des éléments désignés dans cette définition.

Explication

La mole est définie par le nombre d’entités élémentaires égal au nombre d’atomes contenus dans 12 g de carbone 12. La masse de 12 g d’un autre élément ne constitue pas le repère utilisé dans cette définition.

Explication

Une mole contient le nombre d’Avogadro, $N_A=6{,}02\times10^{23}$, quelle que soit la nature des entités. La nature de l’entité change ce que l’on compte, mais pas le nombre d’entités par mole.

Explication

La masse molaire est la masse correspondant à une mole d’entités, et son unité est le gramme par mole. La masse d’une entité individuelle n’est pas ce que désigne la masse molaire.

Explication

La masse molaire moléculaire se calcule en additionnant les contributions des atomes présents, en multipliant chaque masse molaire atomique par le nombre correspondant dans la formule. Les indices de la formule sont donc nécessaires, contrairement à une multiplication des masses atomiques.