CHAPITRE 1 CLASSIFICATION PERIODIQUE DES ELEMENTS

Architecture de la matière Chapitre 1. Classification périodique des éléments 1
Travaux dirigés PCSI (semestre 1)
CHAPITRE 1
CLASSIFICATION PERIODIQUE DES ELEMENTS
DONNEES :
Constante de Planck . h = 6,63.10−34 J.s
célérité de la lumière .c = 3,00.108 m.s−1
constante d’Avogadro NA = 6,02.1023 mol-1
charge de l’électron e = 1,60.10−19 C
électron-volt .. 1 eV = 1,60.10−19 J
Exercice 1 :
L’élément nickel, de symbole Ni, a pour numéro atomique Z = 28. Il existe cinq isotopes connus du nickel, dont on rassemble
les abondances naturelles dans le tableau suivant :
(1) Dans la notation
€
ANi
, comment nomme-t-on le nombre A ? Justifier cette
appellation.
(2) Calculer la charge du noyau de l’atome de nickel.
(3) Sous forme d’un tableau, indiquer le nombre de protons, de neutrons et la masse
molaire en g.mol−1 de chaque isotope du nickel.
(4) Calculer la masse molaire du nickel naturel.
(5) Quel est le corps simple de l’atome de nickel ?
Exercice 2 :
(1) Calculer l’énergie (en J, eV et kJ.mol−1) des photons associés aux ondes électromagnétiques de longueur d’onde :
(a) λ = 30 m
(b) λ = 2,0 m
(c) λ = 0,10 mm
(d) λ = 480 nm
(e) λ = 50 nm
(f) λ = 0,85 nm
(2) Attribuer à chacune, le cas échéant, le type de transition et son application en spectroscopie.
Exercice 3 :
L’atome d’hydrogène passe du niveau d’énergie correspondant à n = 5 au niveau n = 3.
(1) Calculer la longueur d’onde de la radiation émise.
(2) A quel domaine de radiation cette longueur d’onde appartient-elle ?
(3) Les quatre premières raies de la série de Balmer correspondant au niveau de retour n = 2 ont pour longueur d’onde :
410 nm, 434 nm, 486 nm, 656 nm. Les longueurs d’onde de la série de Paschen sont supérieures à 820 nm. Les séries de
Balmer et de Paschen ont été découvertes respectivement en 1885 et 1909. Justifier cette chronologie.
(4) L’atome d’hydrogène étant dans un état correspondant au niveau n = 3, il reçoit un photon d’énergie 0,5 eV. Le
photon est-il absorbé ?
(5) Il reçoit maintenant un photon d’énergie 2,0 eV. Montrer que l’électron est arraché. Calculer son énergie cinétique en
eV.
Exercice 4 :
(1) Indiquer parmi les triplets suivants, celui (ou ceux) qui est (sont) impossible(s), justifier.
(a) n = 3 ;  = 1 ; m = 0
(b) n = 3 ;  = 1 ; m = 2
(c) n = 2 ;  = 2 ; m = -1
(d) n = 2 ;  = -1 ; m = 1
(2) Soit un atome X inconnu. On considère un électron de cet atome, dans un état quantique défini par n = 4 et m = 2.
Les affirmations suivantes sont-elles exactes ?
Isotope
Abondance (%)
€
58 Ni
68,1
€
60 Ni
26,2
€
61 Ni
1,10
€
62 Ni
3,60
€
64 Ni
1,0

Architecture de la matière Chapitre 1. Classification périodique des éléments 2
Travaux dirigés PCSI (semestre 1)
(a) Cet électron peut posséder un nombre  = 5.
(b) Cet électron peut se trouver dans une orbitale d.
(c) Cet électron se trouve nécessairement dans une orbitale d.
(d) Cet électron peut se trouver dans l’orbitale 4p.
(e) Cet électron peut faire partie d’une configuration électronique excitée de X.
(f) Cet électron peut présenter un nombre quantique de spin mS = – ½.
Exercice 5 : (sans classification périodique)
Soit l’élément avec Z = 51.
(1) Donner la configuration électronique de l’atome dans son état fondamental.
(2) Donner la place de l’élément dans la classification périodique : colonne, période et bloc.
(3) Préciser les électrons de cœur et les électrons de valence.
(4) En déduire les cations que peut donner cet élément et les oxydes qu’il peut alors former (sachant que l’oxygène possède
deux électrons excédentaires dans les oxydes) ?
(5) Retrouver le numéro atomique des deux précédents éléments dans la même colonne.
(6) Donner le diagramme énergétique électronique de l’atome de cette colonne présent à la troisième ligne. Quelle règle
doit-on respecter pour le remplissage des orbitales ?
Exercice 6 : (sans classification périodique)
(1) Reprendre les questions (1), (2), (3) de l’exercice précédent avec Z = 24.
(2) Expérimentalement, la configuration électronique réelle est [Ar]3d54s1. Commenter.
Exercice 7 : (sans classification périodique)
Un élément est au degré d’oxydation x (entier relatif écrit en chiffre romain) lorsqu’il a perdu (ou semble avoir perdu
formellement dans une molécule) x électron(s) pour se rapprocher de la configuration du gaz rare le plus proche.
(1) Quel(s) degré(s) d’oxydation peut-on prévoir pour les éléments suivants :
(a) Ca (Z = 20)
(b) Na (Z = 11)
(c) Cl (Z = 17)
(d) Mn (Z = 25)
(2) Donner la configuration électronique des ions ainsi obtenus ?
(3) A quelle famille ou groupe d’élément appartient chacun de ces éléments ?
Exercice 8 :
L’hydrure de sodium NaH est une structure franchement ionique. MgH2 a un caractère ionique moins marqué et AlH3 est
typiquement covalent. Expliquer les raisons de ces différences en terme d’électronégativité.
Exercice 9 :
On donne les numéros atomique Z(I) = 53 et Z(Br) = 35 et les valeurs du nombre quantique principal n* apparaissant dans
l’approximation de Slater.
n
1
2
3
4
5
6
n*
1,0
2,0
3,0
3,7
4,0
4,2
(1) Donner la configuration électronique des ions iodure I− et bromure Br−.
(2) Une formule approchée du rayon d’un ion est ρion =
€
n*2
Z*
a0
où a0 = 53 pm est le rayon de Bohr et où n* et Z* sont
relatifs au dernier groupe de Slater occupé. Déterminer ρ(I−) et ρ(Br−).
(3) Comparer aux valeurs expérimentales : ρexp(I−) = 216 pm et ρexp(Br−) = 195 pm.
(4) Que dire de l’approximation de Slater ?
Données : Dans l’approximation de Slater : Z*(4s4p,dans l’ion Br−) = 7,25 ; Z*(5s5p, dans l’ion I−) = 7,25