TD 1 d`architecture de la mati`ere : atomistique.

TD 1 d’architecture de la matière : atomistique.
Septembre 2008.
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Vrai Faux de cours.
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La classification périodique comportent 18 colonnes ou périodes.
Plus l’énergie de première ionisation est forte, plus l’atome cède facilement un électron.
L’électronégativité de Mulliken correspond à une moyenne de l’énergie EI1 et AE.
L’électronégativité de Mulliken augmente de gauche à droite et de bas en haut dans la classification périodique.
L’hydrogène est plus électronégatif que le chlore.
Le Chlorure de Sodium, NaCl est un solide ionique puisque l’électronégativité de Mulliken du
Chlore est très grande comparée à l’électronégativité de Mulliken du Sodium.
L’énergie de l’atome d’hydrogène dépend du seul nombre quantique principal.
L’énergie de première ionisation de l’atome d’hydrogène est de −13,6eV.
Les raies visibles, appelées raies de Balmer correspondent à une désexcitation de l’atome H du
premier état excité vers l’état fondamental.
Pour les atomes différents de l’hydrogène, l’énergie dépend des quatre nombres quantiques.
La règle de Klechkowski affirme que chaque orbitale atomique est occupée par au plus deux
électrons.
Le spectre de atome d’hydrogène.
On rappelle que la constante RH = 1,09677.107 m−1
1. Rappeler l’expression de l’énergie de l’atome en fonction de n et dessiner l’allure du diagramme
énergétique de l’atome d’hydrogène.
2. Calculer la longueur d’onde du photon émis lors de la desexcitation de l’atome du premier
état excité vers l’état fondamental, puis de l’état où l’électron est libre à l’état fondamental.
Commenter. A quelle famille de raies appartiennent ces deux raies (elles en constituent les deux
valeurs extrêmes) ?
3. Calculer la longueur d’onde du photon émis lors de la desexcitation de l’atome du second état
excité vers le premier état excité, puis de l’état où l’électron est libre vers le premier état excité.
Commenter. A quelle famille de raies appartiennent ces deux raies (elles en constituent aussi les
deux valeurs extrêmes) ?
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Ph. Ribière
MPSI
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4. Calculer la longueur d’onde du photon émis lors de la desexcitation de l’atome du troisième état
excité vers le second état excité, puis de l’état où l’électron est libre vers le second état excité.
Commenter. A quelle famille de raies appartiennent ces deux raies (elles en constituent aussi les
deux valeurs extrêmes) ?
5. Un élément est dit hydrogénoı̈de s’il ne possède qu’un seul électron (exemple He+ , Z X (Z−1)+ ).
2
Dans ce cas, son énergie se note En = − 13,6.Z
. Donner l’équivalent de la formule de Ritz pour
n2
les éléments hydrogénoı̈des.
6. Donner l’énergie d’ionisation de Li3+
Réponse : 1. En = − 13,6
en eV
n2
2
2. dégénérescence 2n
3. λ2→1 = 121nm et λ∞→1 = 91nm dans l’UV, raies de Lyman
4. λ3→2 = 656nm et λ∞→2 = 365nm dans le visible, raies de Balmer
5. λ4→3 = 1876nm et
dans
l’IR, raies de Paschen.
λ∞→3 =2 821nm
E0 .Z 2
1
1
1
1
1
6 λ = h.c n2 − n02 = RH .Z n2 − n02
7. EI 1 = 122eV
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Configuration électronique de quelques atomes.
La configuration demandée pour les atomes correspond à l’état fondamental. Préciser pour chacun
quelles sont les électrons de valence.
1. Rappeler les règles qui permettent de déterminer la structure électronique de l’atome.
2. Donner la configuration électronique du Soufre S (Z=16). Dessiner le diagramme énergétique de
l’atome, ainsi que sa représentation de Lewis.
3. Donner la configuration électronique de l’Aluminium Al (Z=13). Dessiner le diagramme énergétique
de l’atome, ainsi que sa représentation de Lewis.
4. Donner la configuration électronique du Titane Ti (Z=22). Dessiner le diagramme énergétique
de l’atome, ainsi que sa représentation de Lewis.
5. Donner la configuration électronique du Cuivre Cu (Z=31). Dessiner le diagramme énergétique
de l’atome.
6. Donner la configuration électronique de l’Argent Ag (Z=47). Dessiner le diagramme énergétique
de l’atome.
7. Donner la configuration électronique du praséodyme Pr (Z = 59).
Réponse : 1. Citer principe d’exclusion de Pauli, règle de Klechkowski, règle de Hünd.
2. S :1s2 − 2s2 − 2p6 − 3s2 − 3p4 ou [Ne]3s2 − 3p4
3. Al :1s2 − 2s2 − 2p6 − 3s2 − 3p1 ou [Ne]3s2 − 3p1
4. Ti : 1s2 − 2s2 − 2p6 − 3s2 − 3p6 − 4s2 − 3d2 ou [Ar]3d2 − 4s2 .
5. Cu : 1s2 − 2s2 − 2p6 − 3s2 − 3p6 − 4s1 − 3d10
6. Ag : 1s2 − 2s2 − 2p6 − 3s2 − 3p6 − 4s2 − 3d10 − 4p6 − 5s1 − 4d10
7. Pr : 1s2 − 2s2 − 2p6 − 3s2 − 3p6 − 4s2 − 3d10 − 4p6 − 5s2 − 4d10 − 5p6 − 6s2 − 4f 3 ou [Xe]4f 3 − 6s2
Ph. Ribière
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MPSI
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Etude du Magnésium.
Le magnésium se note M g.
1. Dire à quelle période et quelle famille appartient le magnésium. Rappeler son numéro atomique.
2. Déterminer la configuration électronique de l’atome dans son état fondamental.
3. Déterminer la configuration de l’ion M g + et M g 2+ dans l’état fondamental.
4. Définir l’énergie de première et seconde ionisation. Commenter leur valeurs respectives.
Le tableau suivant donne les énergies de première ionisation en électron volt pour les éléments
de la même période que le Magnésium.
Element Na Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
Ei
5,14 7,65 5,99 8,15 10,49 10,36 12,97 15,74
5. Faire un graphique montrant l’évolution de EI (qualitativement). Commenter.
6. Justifier les deux particularités observées dans ce tableau.
7. Exprimer l’énergie de première ionisation du magnésium en kJ/mol.
8. Définir l’Affinité électronique et commenter son évolution au sein de la période considérée.
9. A partir de l’Affinité électronique et de l’énergie de première ionisation, définir (à une constante
près) une grandeur qui caractérise la volonté des atomes à attirer un électron. Comment évolue
cette grandeur dans la classification périodique.
Réponse : 1. troisième période, seconde colonne (famille des alcalino-terreux). Z=12
2. Mg : [Ne]3s2
3. Mg+ :[Ne]3s1 et Mg2+ :[Ne] L’ion Mg2+ possède donc une grande stabilité
4. EI 1 = EM g+ − EM g
5. EI 1 augmente dans la période, sauf pour Al et S.
6. Al+ possède une grande stabilité ([Ne]3s2 ) d’où EI 1 faible, S + possède une sous couche
demi remplie donc aussi une grande stabilité ([Ne]3s2 − 3p3 ) d’où EI 1 faible.
7. EI 1 M g = 7,65.96,5 = 738kJ/mol.
.
9. L’électronégativité χ = k EI +A.E
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D’après concours ENSTIM
Ph. Ribière
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MPSI
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Etude de l’étain.
Etain Sn Z=50.
1. Donner sa configuration électronique, citer un élément chimique très répandu ayant même configuration de valance.
2. L’étain forme deux ions stables Sn2+ et Sn4+ . Justifier leur stabilité.
Réponse : 1. valence 5s2 − 5p2 identique au carbone.
2. Sn2+ : ([Kr] 4d10 )5s2 et Sn4+ : ([Kr] 4d10 )
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Etude du Nickel.
Nickel Ni Z=28.
1. Donner sa configuration électronique. L’atome est il paramagnétique ou diamagnétique.
2. Le Nickel forme un ion stable N i2+ . Justifier.
Réponse : 1. Ni [Ar]3d8 − 4s2 paramagnétique.
2. Ni2+ : [Ar]3d8
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Etude du Zirconium.
Zirconium Zr Z=40.
1. Donner sa configuration électronique.
2. Quel(s) ion(s) peut il former ?
Réponse : 1. Zr [Kr]4d2 − 5s2 .
2. Zr2+ et Zr4+