c S.Boukaddid TD n˚23 sup TSI Atomistique Exercice n˚1 : Masse

c S.Boukaddid
TD n˚ 23
sup TSI
Atomistique
Exercice n˚1 : Masse molaire-Isotopes du plomb
Le plomb a pour numéro atomique Z = 82. Il existe sous plusieurs formes isotopiques
dont les plus abondantes sont les isotopes 204, 206, 207 et 208.
1. Définir le mot isotope. Que signifie l’isotope 206 ?
2. Donner la composition des divers isotopes cités.
3. Sachant que l’abondance naturelle du plomb 204, 206, 207, 208 est respectivement
1, 4%, 24, 1%, 22, 1% et 52, 4% en déduire une valeur approchée de la masse molaire de l’élément naturel.
4. En toute rigueur,on donne les masses atomiques de chaque isotope :
203, 973; 205, 974; 206, 976; 207, 977 g.mol−1 . Calculer la masse molaire de l’élément
naturel.
Exercice n˚2 : Spectre d’émission de l’atome d’hydrogène
Le spectre d’émission de l’atome d’hydrogène est un spectre discontinu constitué de
séries de raies . Chaque série est constituée par les raies d’émission correspondant
aux différentes désexcitations possibles vers un niveau d’énergie donné . Les niveaux
d’énergie de l’atome d’hydrogène dépendent du nombre quantique principale n :
−13, 6
(eV )
En =
n2
1. À quel état de l’atome correspond le niveau n → ∞ ?
2. La série de Balmer correspond aux désexcitations vers le niveau n = 2 . Quelles
sont les raies de cette série qui appartiennent au domaine visible ? Déterminer
leur longuer d’onde dans le vide .
3. La raie d’émission ayant la plus petite longueur d’onde dans le vide est appelée raie limite . À quelle désexcitation correspond-elle dans la série de Balmer ? Déterminer sa longueur d’onde dans le vide . À quel domaine des ondes
électromagnétiques appartient - elle ?
Exercice n˚3 : Niveaux d’énergie d’un hydrogènoı̈de
Pour l’ion 4 Be3+ de type hydrogènoı̈de (un seul électron),les niveaux d’énergie électroniques
Z2
vérifient : En = −13, 6 2 (eV )
n
1. Calculer l’énergie d’ionisation de cet ion supposé dans l’état fondamental
2. Calculer l’énergie nécessaire pour exciter l’ion du niveau n = 1 au niveau n = 3
3. Calculer les longueurs d’onde des radiations émises par cet ion lors de son retour
de l’état excité n = 3 à son état fondamental. Ces radiations sont-elles situées
dans le visible ?
Exercice n˚4 : Nombres quantiques-Configuration électronique
1. Un quadruplet (n, l, ml , ms ) caractérise l’état d’un électron. Donner le nom et le
sens physique de chacun de ces nombres quantiques.
1
2. On propose les quatres nombres dans un ordre aléatoire 2, , 4, −1. Identifier
2
chaque nombre quantique en justifiant votre réponse. Quel est le nom de l’A.O
associée.
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3. Le sélénium Se appartient à la période du potassium (19 K) et la famille de
l’oxygène (8 O). Déduire sa configuration électronique et son numéro atomique.
4. Le zirconium Zr(Z = 40) est un métal de transition. Que signifie ce terme ?Ecrire
sa configuration électronique
5. Le zirconium donne aisément les ions Zr2+ , Zr4+ . Pourquoi ?Donner leur configuration électronique respective.
Exercice n˚5 : Ionisation du mercure
Le numéro atomique du mercure est Z = 80.
1. (a) Quelle est la structure électronique du mercure ?Combien d’électrons de valence possède-t-il ?
(b) Définir l’énergie de première ionisation d’un élement,en spécifiant les états
physiques des éspèces mises en jeu. L’or (Au) a pour numéro atomique
Z = 79. Quel élément de l’or ou de mercure possède la plus forte énergie de
première ionisation ?Qu’en est-il de l’énergie de deuxième ionisation ?Justifier
les réponses.
2. La molécule de Chlorure mercurique a pour formule HgCl2 :
(a) Justifier cette association
(b) Quelle est la structure électronique de l’ion Hg 2+ ?
(c) Quelle serait la structure électronique d’un éventuel ion Hg + À quelle structure externe d’atome simple est-elle analogue ?Déduire de cette analogie une
justification rapide de la dimérisation de l’ion mercureux en Hg22+ .
Exercice n ˚6 : Etat excité 3d
On considère l’atome d’hydrogène dans l’état excité 3d .
1. Quelles sont les transitions d’émission possibles ?les représenter sur un schéma .
2. Calculer les longueurs d’onde des photons correspondant à ces transitions .
3. Quelle est l’énergie d’ionisation de l’atome d’hydrogène dans cet état excité (en
ev et KJ.mol−1 )
Exercice n ˚7 : Electrons de coeur et de valence
1. Etablir les configurations électroniques de Br(z = 35) et de Br− . Ecrire ces
configurations en utilisant les configurations de Ar(z = 18) et Kr(z = 36).
2. Quels sont les électrons de coeur et les électrons de valence de ces deux édifices
monoatomiques ?
Exercice n ˚8 : De la configuration à la classification
1. Etablir la configuration électronique,dans leur état fondamental des atomes suivantes : Si(z = 14); M n(z = 25); Rb(z = 37); Hg(z = 80)
2. En déduire leur position dans la classification périodique .
Exercice n ˚9 : De la classification à la configuration
1. Le soufre appartient à la troisième période et à la seizième colonne . En déduire
la configuration électronique de cet atome dans leur l’état fondamental
2. Le cobalt appartient à la quatrième période et à la neuvième colonne . En déduire
la configuration électronique de cet atome dans leur état fondamental
3. L’antimoine appartient à la cinquième période et à la quinzième colonne . En
déduire la configuration électronique de cet atome dans leur état fondamental
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Exercice n˚10 : Les halogènes
Z
E.I(eV )
E.A(eV )
H
1
13,6
0,8
F
9
17,4
3,5
Cl
17
13,0
3,5
Br
35
11,8
3,4
I
53
10,5
3
E.I : énergie d’ionisation ; E.A : affinité électronique
1. (a) Quel est le numéro de la colonne des halogènes ?
(b) Donner la configuration électronique de l’atome de de brome dans son état
fondamental. Même question pour l’ion bromure.
(c) Les atomes halogènes sont-ils fortement éléctronégatifs ?Déduire une conséquence
directe de ce phénomène
2. (a) Comment évoluent les rayons atomiques au sein de cette famille ?Justifier
simplement.
(b) Donner la définition de l’énergie d’ionisation d’un atome. Proposer une justification simple à l’évolution observée des valeurs des énergies d’ionisation
au sein de la famille des halogènes.
3. (a) Rappeler sans calcul le classement par électronégativité de Pauling décroissante
des éléments F, Cl, Br et I.
(b) Montrer que l’on peut comparer les électronégativités des éléments en se
basant sur les bilans énergétiques de processus du type :
• AB(g) = A+ (g) + B + (g) : énergie de réaction connue et notée E1
• AB(g) = A− (g) + B + (g) : énergie de réaction connue et noté E2
(c) Montrer que le raisonnement pécédent permet de retrouver la définition de
l’éléctronégativité de Mulliken.
(d) Application numérique : établir un nouveau classement par électronégativité
décroissante selon Mulliken
Exercice n ˚11 : Représentation de Lewis
Etablir la représentation de Lewis des composés suivants : CN − ; I3− ; SO3 ; SO32− ; HSO3− ; HSO4−
H2 O2 ; COCl2 ; BBr3 ; CCl4 ; N H2 OH; SF2
Exercice n˚12 : Comparaison azote-phosphore
1. Préciser la structure électronique de l’azote
2. Ecrire les structures de Lewis de l’ammoniac N H3 ,de l’hydroxylamine N H2 OH,du
chlorure de nitrosyle ClN O. Dans tous ces édifices,l’azote est l’atome central.
Préciser s’il y a lieu des charges formelles
3. En utilisant la théorie de VSEPR,donner la géométrie de toutes ces molécules
4. Le phosphore appartient à la même colonne que l’azote et peut conduire à l’ion
P F6− . Décrire sa structure et sa géométrie. Pourquoi l’analogue n’existe-t-il pas
dans la chimie de l’azote ?
On donne : 7 N ;8 O;15 P ;17 Cl
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