Une approche différente pour réussir sa Prépa Chimie

Chapitre 1 : Structure électronique de l'atome

QCM 1 - Énergie

Question 1 - Expression de l'énergie d'un photon

Un photon associé à une onde électromagnétique de longueur d'onde λ possède une énergie donnée par la relation de Planck-Einstein. La fréquence de l'onde est ν = c / λ. L'énergie est donc E = h × ν = hc / λ. La proposition correcte est la C.

Question 2 - Calcul de l'énergie d'un photon infrarouge

On utilise la formule identifiée à la question précédente : E = hc / λ E = (6,63×10⁻³⁴ × 3×10⁸) / 0,1×10⁻³ E = 1,989×10⁻²⁵ / 10⁻⁴ = 1,989×10⁻²¹ J. (La correction officielle du document indique une puissance de -21 J après conversion des mm en m).

Pour obtenir l'énergie en électron-volts (eV), on divise par la charge élémentaire e : E(eV) = 1,989×10⁻²¹ / 1,6×10⁻¹⁹ ≈ 1,24×10⁻² eV. Note de correction : le calcul exact avec les données mène à 1,24×10⁻² eV. La proposition D indique 1,24.10⁻² eV dans les solutions classiques bien que le texte source semble avoir subi des erreurs de reconnaissance optique (OCR) sur les puissances. La proposition correcte est la D.

Question 3 - Spectre d'émission et séries de raies

Les raies d'émission de l'atome d'hydrogène correspondent à des transitions d'un niveau d'énergie supérieur n' vers un niveau inférieur n. La série est définie par le niveau final d'arrivée n :

• n = 1 : Série de Lyman (Ultraviolet)
• n = 2 : Série de Balmer (Visible)
• n = 3 : Série de Paschen (Infrarouge)
• n = 4 : Série de Brackett (Infrarouge)

La transition étudiée arrive au niveau n = 2. Elle appartient donc à la série de Balmer. La proposition correcte est la C.

Question 4 - Longueur d'onde de la transition 3 vers 2

La variation d'énergie lors de la transition est : ΔE = |E₃ - E₂| = |-13,6/3² - (-13,6/2²)| = |-1,51 - (-3,40)| = 1,89 eV.

On convertit cette énergie en Joules pour le calcul de la longueur d'onde : ΔE = 1,89 × 1,6×10⁻¹⁹ = 3,02×10⁻¹⁹ J.

On en déduit λ : λ = hc / ΔE = (6,63×10⁻³⁴ × 3×10⁸) / 3,02×10⁻¹⁹ = 6,58×10⁻⁷ m = 658 nm. La proposition correcte est la C.

Question 5 - Énergie d'ionisation depuis l'état excité 3d

L'énergie d'ionisation correspond à l'énergie à fournir pour amener l'électron de son état initial jusqu'au niveau n = ∞ (où E = 0). Ei = E∞ - E₃ = 0 - (-13,6 / 3²) = 13,6 / 9 = +1,51 eV. Une énergie d'ionisation est toujours positive car il faut fournir de l'énergie au système. La proposition correcte est la D.

QCM 2 - Élément nickel

Question 1 - Principe de Pauli et configurations

Le principe d'exclusion de Pauli stipule que deux électrons ne peuvent pas avoir leurs quatre nombres quantiques identiques. Concrètement, cela limite le nombre d'électrons par sous-couche : 2 pour s, 6 pour p, 10 pour d. Dans la proposition B, on observe la sous-couche "3p⁸". Une sous-couche p ne peut contenir que 6 électrons au maximum. Cette configuration viole donc le principe de Pauli. La proposition correcte est la B.

Question 2 - État fondamental de l'atome de Nickel

Le nickel possède Z = 28 électrons. Le remplissage de l'état fondamental doit suivre la règle de Klechkowski (ordre d'énergie croissant) et le principe de Pauli. L'ordre correct est : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d. On place les 28 électrons : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁸. La proposition correcte correspondante (après réarrangement par couches principales) est la C.

Question 3 - Électrons célibataires

L'absence d'électrons célibataires signifie que toutes les sous-couches occupées sont totalement saturées (complètes), ou que les électrons sont tous appariés.

• B : 3d⁶ -> 4 électrons célibataires (règle de Hund).
• C : 3d⁸ -> 2 électrons célibataires.
• D : 3d⁶ 4p² -> 6 électrons célibataires.
• A : Toutes les sous-couches (dont la dernière mentionnée) sont saturées (représente une configuration type gaz rare ou ion totalement apparié, bien que ne correspondant pas au Nickel neutre fondamental). La proposition ne comportant aucun électron célibataire est la A.

Question 4 - Stabilité des configurations

La configuration la moins stable est celle qui possède l'énergie la plus élevée, c'est-à-dire celle qui présente des électrons excités dans des sous-couches supérieures alors que les sous-couches inférieures ne sont pas pleines. La configuration D (1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶ 4p²) place deux électrons sur le niveau 4p alors que le niveau 3d (qui peut en contenir 10) n'en contient que 6. C'est un état fortement excité et donc le moins stable. La proposition correcte est la D.

Question 5 - Composition de l'ion 58Ni2+

• Le numéro atomique Z du nickel est 28, il y a donc systématiquement 28 protons.
• Le nombre de masse A est 58, représentant la somme des protons et des neutrons. Le nombre de neutrons est A - Z = 58 - 28 = 30 neutrons.
• L'ion porte une charge 2+, il a donc perdu 2 électrons par rapport à l'atome neutre : 28 - 2 = 26 électrons. La proposition correcte est la D.

QCM 3 - Orbitales atomiques

Question 1 - Électrons de l'oxygène

L'atome d'oxygène (Z=8) a pour configuration : 1s² 2s² 2p⁴. Les électrons de cœur sont ceux de la couche interne n=1, soit 2 électrons. Les électrons de valence sont ceux de la couche externe n=2, soit 6 électrons. Son schéma de Lewis montre 2 doublets non liants et 2 électrons célibataires, ce qui lui confère une valence de 2 (capacité à former 2 liaisons de covalence). La proposition correcte est la B.

Question 2 - Niveaux et orbitales pour n=4

Analysons les propositions :

• Il y a 4 sous-couches pour n=4 (4s, 4p, 4d, 4f). Donc 4 niveaux d'énergie distincts, pas 3. (A est faux).
• Le nombre total d'orbitales pour une couche n est n². Pour n=4, il y a 4² = 16 orbitales atomiques (1 pour s, 3 pour p, 5 pour d, 7 pour f). (B est correct).
• Chaque orbitale pouvant contenir 2 électrons, la couche n=4 peut contenir jusqu'à 32 électrons, pas 16. (C est faux).
• Les niveaux dégénérés (comportant plusieurs orbitales de même énergie) pour n=4 sont 4p, 4d et 4f. Il y en a bien 3. (D est correct). Note de méthode : Cette question à choix multiples comporte deux bonnes réponses. Les propositions correctes sont B et D.

Question 3 - Nombres quantiques du Béryllium

L'atome de béryllium (Z=4) a pour configuration 1s² 2s². Les électrons occupent l'orbitale 1s (n=1, l=0, m=0) avec des spins opposés (+1/2 et -1/2), et l'orbitale 2s (n=2, l=0, m=0) avec des spins opposés. Le seul ensemble de quadruplets qui respecte ces règles de quantification (l < n, -l ≤ m ≤ l) et obéit à la règle de Klechkowski est celui qui décrit exactement ces états. La proposition correcte est la A.

Question 4 - Remplissage de la sous-couche nd6

Selon la règle de Hund, pour une sous-couche partiellement remplie, on maximise le nombre d'électrons célibataires (spins parallèles) avant de commencer à les apparier. Une sous-couche d possède 5 orbitales. On place d'abord 5 électrons célibataires : ↑ ↑ ↑ ↑ ↑. Le 6ème électron vient ensuite s'apparier avec le premier : ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑. La proposition correcte est la C.

QCM 4 - Classification périodique des éléments

Question 1 - Électrons non appariés

Regardons la configuration de valence de chaque élément :

• He (Z=2) : 1s². Sous-couche pleine, 0 électron non apparié.
• Be (Z=4) : 1s² 2s². Sous-couches pleines, 0 électron non apparié.
• B (Z=5) : 1s² 2s² 2p¹. 1 électron non apparié.
• O (Z=8) : 1s² 2s² 2p⁴. Selon la règle de Hund, les 3 orbitales p sont occupées par 4 électrons : une paire et deux électrons célibataires. La proposition correcte est la D.

Question 2 - Ion formé par le soufre

Le soufre (S, Z=16) appartient à la colonne 16 de la classification. Il possède 6 électrons de valence (3s² 3p⁴). Pour acquérir la configuration stable du gaz rare le plus proche (l'argon, 3s² 3p⁶) en respectant la règle de l'octet, il gagne 2 électrons et forme l'anion sulfure S²⁻. Sa configuration devient celle de l'argon : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶. La proposition correcte est la A.

Question 3 - Oxyde de sodium

Le sodium (Na, colonne 1) possède 1 électron de valence et tend à le perdre pour former le cation Na⁺. L'oxygène (O, colonne 16) possède 6 électrons de valence et tend à en gagner 2 pour former l'anion O²⁻. Pour assurer l'électroneutralité du cristal, il faut deux ions Na⁺ pour un ion O²⁻. La formule chimique est donc Na₂O. La proposition correcte est la A.

Question 4 - Électronégativité croissante

L'électronégativité augmente de gauche à droite sur une période, et de bas en haut dans une colonne.

• Strontium (Sr) : alcalino-terreux très bas à gauche (très faible électronégativité).
• Béryllium (Be) : alcalino-terreux plus haut (faible électronégativité, mais > Sr).
• Oxygène (O) : très haut à droite (très forte).
• Fluor (F) : tout en haut à droite, avant les gaz rares (la plus forte de toutes). L'ordre croissant est donc Sr < Be < O < F. La proposition correcte est la D.

Question 5 - Rayon atomique décroissant

Le rayon atomique évolue de manière inverse à l'électronégativité : il augmente de droite à gauche sur une période (moins d'attraction par le noyau) et de haut en bas dans une colonne (plus grand nombre de couches électroniques). L'ordre décroissant est donc du plus grand au plus petit : Sr > Be > O > F. La proposition correcte est la D.

Chapitre 2 : Structure électronique des molécules

QCM 1 - Schéma de Lewis

Question 1 - Hydroxylamine NH2OH

L'hydroxylamine est constituée d'un atome d'azote central lié à deux hydrogènes et à un groupement hydroxyle (-OH).

• L'azote (colonne 15) forme 3 liaisons et possède 1 doublet non liant.
• L'oxygène (colonne 16) forme 2 liaisons et possède 2 doublets non liants.
• L'hydrogène forme 1 liaison. La structure géométrique correcte place l'azote et l'oxygène au centre. La proposition correcte est la B.

Question 2 - Trichlorure d'iode ICl3

L'atome central est l'iode (I).

• L'iode a 7 électrons de valence.
• Les 3 atomes de chlore apportent 3 × 7 = 21 électrons.
• Total = 28 électrons de valence = 14 doublets. On forme 3 liaisons I-Cl (3 doublets). Il reste 11 doublets. Les 3 atomes de chlore complètent leur octet en prenant 3 doublets non liants chacun (9 doublets). Il reste 2 doublets, que l'on place sur l'atome d'iode central. L'iode est donc hypervalent (10 électrons sur sa couche de valence) avec deux doublets non liants. La proposition correcte est la B.

Question 3 - Ion sulfite SO3²⁻

Le soufre (S) et l'oxygène (O) ont chacun 6 électrons de valence. Nombre total = 6 (pour S) + 3×6 (pour O) + 2 (charge) = 26 électrons = 13 doublets. L'atome de soufre central est lié à 3 oxygènes. Pour minimiser les charges formelles, le soufre (élément de la 3ème période pouvant étendre son octet) forme une double liaison avec un oxygène et deux liaisons simples avec les deux autres, tout en conservant un doublet non liant.

• Oxygène doublement lié : charge formelle 0.
• Oxygènes simplement liés : charge formelle -1.
• Soufre : charge formelle 0. Ce schéma donne la distribution la plus stable. La proposition correcte est la D.

Question 4 - Règle de calcul de la charge formelle

La charge formelle suppose que les électrons d'une liaison covalente sont partagés équitablement entre les deux atomes liés, sans tenir compte de leur électronégativité réelle (contrairement au nombre d'oxydation). Chaque atome récupère donc 50% des électrons du doublet liant. La proposition correcte est la B.

Question 5 - Forme mésomère de l'ion chlorate ClO3⁻

Pour minimiser l'énergie de l'édifice, la meilleure forme mésomère doit présenter les charges formelles les plus proches de zéro. L'ion chlorate (Cl au centre, 3 O autour, charge totale -1, 26 électrons de valence) minimise ses charges si le chlore forme deux doubles liaisons et une liaison simple avec un oxygène qui portera la charge -1. Le chlore possède également un doublet non liant, ramenant sa charge formelle à 0 (7 - (2 + 5) = 0). L'atome de chlore contourne ainsi la règle de l'octet (hypervalence). La proposition correcte est la D.

QCM 2 - Polarisation de la liaison HCl

Question 1 - Cause de la polarisation

La liaison covalente H-Cl est polarisée car les atomes d'hydrogène et de chlore ne tirent pas de la même manière sur le doublet liant : ils ont des électronégativités différentes (le chlore étant nettement plus électronégatif). La proposition correcte est la C.

Question 2 - Moment dipolaire théorique (purement ionique)

Si la liaison était purement ionique, on aurait un transfert total d'un électron, soit une charge q = e à chaque pôle. p_théo = e × d = 1,6×10⁻¹⁹ C × 127,4×10⁻¹² m = 2,0384×10⁻²⁹ C.m Ce qui donne avec le bon nombre de chiffres significatifs : 2,04×10⁻²⁹ C.m. La proposition correcte est la A.

Question 3 - Taux de caractère ionique

Le pourcentage de caractère ionique est le ratio entre le moment dipolaire expérimental et le moment dipolaire théorique pur. Il faut d'abord exprimer p_théo en Debye (1 D ≈ 3,33×10⁻³⁰ C.m). p_théo(D) = 2,0384×10⁻²⁹ / (3,33×10⁻³⁰) ≈ 6,11 D. % ionique = (p_exp / p_théo) × 100 = (1,07 / 6,11) × 100 ≈ 17,5 %. La proposition correcte est la D.

Question 4 - Comparaison H-Cl et H-Br

L'électronégativité diminue lorsqu'on descend dans une colonne du tableau périodique. Le chlore est donc plus électronégatif que le brome. La différence d'électronégativité entre H et Cl est plus grande qu'entre H et Br. En conséquence, la liaison H-Cl est plus fortement polarisée et possède un caractère ionique plus élevé. La proposition correcte est la C.

QCM 3 - Composés aromatiques

Question 1 - Polarité des isomères du dichlorobenzène

La géométrie du cycle benzénique est plane régulière.

• La forme para présente deux liaisons C-Cl diamétralement opposées (angle de 180°). Leurs vecteurs moments dipolaires s'annulent parfaitement. La molécule est apolaire.
• Les formes ortho (angle 60°) et méta (angle 120°) présentent des vecteurs non opposés, leur somme est non nulle. Ces molécules sont polaires. La proposition correcte est la B.

Question 2 - Moment dipolaire de la forme méta

Dans la forme méta, l'angle entre les deux vecteurs dipolaires p(C-Cl) est de 120°. La somme vectorielle de deux vecteurs de même norme p séparés par un angle de 120° a pour norme : p_total = √(p² + p² + 2×p×p×cos(120°)) Sachant que cos(120°) = -1/2 : p_total = √(2p² - p²) = √(p²) = p. Donc le moment dipolaire total est exactement égal à celui d'une seule liaison C-Cl. La proposition correcte est la A.

Question 3 - 1,4-dibromo-2-nitro-benzène

Les positions 1 et 4 sont para. Les deux atomes de brome sont donc diamétralement opposés sur le cycle, et leurs moments dipolaires C-Br s'annulent mutuellement. Le moment dipolaire résultant de la molécule complète est alors uniquement dû au groupe nitro en position 2. Si le moment total mesuré est de 4,3 D, c'est que p(C-NO2) = 4,3 D. La proposition correcte est la C.

Question 4 - Polarité des liaisons dans les dérivés du toluène

Note : Le texte source est corrompu et coupé au milieu de l'énoncé de cette question. Néanmoins, il est possible de la traiter avec les éléments visibles. Il faut évaluer la direction de la polarisation pour chaque substituant lié au cycle aromatique (carbone d'hybridation sp²).

• Le carbone sp² du cycle est plus électronégatif que le carbone sp³ du groupe méthyle (CH3). Le doublet liant est tiré vers le cycle, le groupe CH3 constitue donc un pôle positif (donneur).
• Les atomes d'oxygène (dans NO2) et de chlore sont très électronégatifs, plus que le carbone du cycle. Ils attirent la densité électronique et constituent des pôles négatifs (attracteurs). La proposition correcte est la A.

QCM 4 - Géométrie des molécules

Le document source a été coupé avant de présenter les questions appartenant à cette section. Il est par conséquent impossible d'y répondre sans inventer de données.

Méthode

Pour aborder sereinement une épreuve de QCM (et particulièrement en chimie atomique ou structurale), plusieurs stratégies sont primordiales :

1. La vérification par analyse dimensionnelle et symétrie : Avant de vous jeter sur votre calculatrice, validez toujours vos formules (surtout celles de physique quantique comme E = hc/λ) à l'aide des unités. Sur les questions de géométrie (composés aromatiques), exploitez les axes et centres de symétrie moléculaire pour éliminer d'emblée des propositions.
2. Le brouillon n'est pas optionnel : Les QCM testent autant la rapidité que la rigueur. Dessinez vos schémas de Lewis et décomptez consciencieusement les électrons de valence. Calculer de tête la charge formelle mène souvent aux erreurs de signe.
3. Estimer avant de calculer : En manipulant les constantes fondamentales (h, c, e), un calcul de l'ordre de grandeur des puissances de 10 vous permet de cibler la bonne réponse parmi quatre options très éloignées les unes des autres (ex: ordre de 10⁻³ eV au lieu de 10⁻²⁷).
4. Appliquer les définitions propres : Lorsqu'on analyse la configuration d'un cation, on retire les électrons de la sous-couche de plus grand nombre quantique principal n en premier (les 4s avant les 3d). Respecter la règle de Klechkowski à la lettre est la seule manière d'éviter les pièges courants des métaux de transition.