ATOMISTIQUE Isotopes de l’argon naturel

A.SAHLAOUI ATOMISTIQUE
EXERCICE 1 : Isotopes de l’argon naturel
L'argon naturel est un mélange de trois isotopes. On donne la composition isotopique en nombre
d’atomes : 36Ar (0,337%) de masse atomique 35,968,
38Ar (0,063%) de masse atomique 37,963
40Ar (99,600%) de masse atomique 39,962.
Quelle est la masse atomique de l'argon naturel ?
Réponses: 39,947 g.mol–1
EXERCICE 2 : Abondances isotopiques dans le chlore naturel
Le chlore naturel (Cl : 35,453 g.mol–1) est constitué des deux isotopes 35Cl (34,969 g.mol–1) et 37Cl
(36,947 g.mol–1).
Déterminer les abondances isotopiques de 35Cl et de 37Cl Réponses: 1. 75,5 % de
35Cl et 24,5 % de 37Cl
EXERCICE 3 : Spectre d’émission de l’atome d’hydrogène :
Les radiations émises par une lampe à hydrogène sont issues des atomes qui passent d’un niveau d’énergie Ep à
un niveau d’énergie En tel que Ep> En. La figure ci-dessous correspond au diagramme énergétique de l’atome
d’hydrogène :
1. La radiation (4→2) correspond à l’émission d’un photon d’énergie E.
a. Calculer la longueur d’onde et la fréquence de cette radiation
b. La couleur correspondant à cette radiation est-elle rouge ou bleue ?
2. Décrire l’atome d’hydrogène lorsque celui-ci possède une énergie de 0eV.
Données : Constante de Planck : h = 6,62.10–34 J.s
Célérité de la lumière : c = 3.108 m.s–1
Charge élémentaire : e = 1,6.10–19 C 1 eV = 1,6.10–19 J
A connaître : énergie d’un photon : E = h =
hc
Etat ionisé : électron et proton sont infiniment éloignés ;
l’énergie de liaison est nulle.
E5 = - 0,54 eV
E4 = - 0,85 eV
Etats excités
En = -13,6/n² (eV)
E3 = - 1,51 eV
E2 = - 3,40 eV
Excitation de l’atome
Absorption d’énergie
Désexcitation de l’atome
Emission d’un ou de plusieurs
photons
Etat fondamental
E1 = - 13,60 eV

EXERCICE 4 : Le triplet (n, l, ml)
Préciser les divers triplets susceptibles de décrire le comportement de l’électron si n=4.
EXERCICE 5: Diagramme énergétique du soufre
Proposer le diagramme énergétique de l’atome de soufre (Z=16) dans son état fondamental.
Document cours atomistique
 Les 4 nombres quantiques ( n , l , ml , s )
L’état d’un électron dans un atome (énergie et position dans l’espace) est défini par 4 nombres quantiques :
n
nombre quantique principal
n = 1, 2, 3, 4, 5, ...
l
nombre quantique secondaire (ou orbital)
0  l < n
ml
nombre magnétique
- l  m  + l
s
nombre de spin
s = -1/2 ou s = +1/2
 Parmi les électrons d’une même couche, ceux qui possèdent le même l constituent une
sous-couche à laquelle on donne un nom : s, p, d, f.
l
0
1
2
3
sous-couche
s
p
d
f
2s 2px 2pz 2py
 Les règles pour obtenir la configuration électronique d’un atome dans son état fondamental sont les
suivantes :
1- Règle de Klechkowski : on remplit les orbitales atomiques par ordre d’énergie croissante : selon (n+l)
croissant, en cas d’égalité de (n+l), on remplit selon n croissant.
l = 0
l = 1
l = 2
l = 3
l = 4
n = 1
n = 2
n = 3
n = 4
n = 5
n = 6
n = 7

L’ordre croissant sera : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
La couche n = 1 n = 2 n = 3 n = 4 n = 5 n = 6 n = 7
Exemple : la configuration électronique du fer Fe (Z = 26) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
2- Principe de Pauli : (Physicien suisse : 1900 - 1958 ; prix Nobel en 1945)
dans un atome, deux électrons ne peuvent pas être décrits par le même quadruplet (n, l, ml, ms). En conséquence,
chaque orbitale atomique OA (une case), ne peut accueillir que deux électrons avec des spins opposés.
Hélium (Z = 2) : 1s²
3- Règle de Hund : Lorsque plusieurs orbitales atomiques sont de même niveau énergétique, les électrons
occupent le maximum d’orbitales atomiques, avant de former des paires d’électrons de spin opposés.
Configuration électronique du Manganèse (Z = 25) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
Le remplissage de la sous couche 3d5 incomplète (5 électrons) étant
 Les électrons de cœur sont les électrons du gaz noble précédent.
 Les électrons de valence sont les électrons de la couches externes en cours de remplissage de la forme
n s n p (n-1) d (n-2) f ( n le plus élevé de la configuration électronique)
 Gaz noble (ou rare) :gaz stable qui possède une couche de valence totalement remplis par les
électrons
Rappelons les structures des gaz rares :
[He]:1s2
[Ne] :1s2 2s2 2p6
[Ar] :1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 soit [Ne] 3s2 3p6
[Kr] :1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 soit [Ar] 3d10 4s2 4p6
[Xe] :1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 soit [Kr] 4d10 5s2 5p6
[Rn] :1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 6s2 6p6 soit [Xe] 4f14 5d10 6s2
6p6
n
Nom de
la couche
Nom de
la sous -
couche
l
m
s
Nombre
total
d’électrons
sur une
sous-
couche :
2 (2l + 1)
Nombre
total
d’électrons
sur une
couche :
2 n²
1
K
1s
0
0
 1/2
2
2
2
L
2s
0
0
2
8
2p
1
- 1
6
0
+ 1

3
M
3s
0
0
2
18
3p
1
- 1
6
0
+ 1
3d
2
- 2
10
- 1
0
+ 1
+ 2