ATOMISTIQUE Isotopes de l’argon naturel

ATOMISTIQUE
A.SAHLAOUI
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 :
36
Ar (0,337%) de masse atomique 35,968,
38
Ar (0,063%) de masse atomique 37,963
40
Ar (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
(36,947 g.mol–1).
Déterminer les abondances isotopiques de
35
Cl et 24,5 % de
37
35
Cl et de
37
Cl (34,969 g.mol–1) et
35
Cl
37
Cl
Réponses: 1. 75,5 % de
Cl
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 E p à
un niveau d’énergie En tel que Ep> En. La figure ci-dessous correspond au diagramme énergétique de l’atome
d’hydrogène :
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
E1 = - 13,60 eV
Etat fondamental
1. La radiation (4→2) correspond à l’émission d’un photon d’énergie E.
2.
a. Calculer la longueur d’onde et la fréquence de cette radiation
b. La couleur correspondant à cette radiation est-elle rouge ou bleue ?
Décrire l’atome d’hydrogène lorsque celui-ci possède une énergie de 0eV.
Données :
Constante de Planck :
Célérité de la lumière :
Charge élémentaire :
h = 6,62.10–34 J.s
c = 3.108 m.s–1
e = 1,6.10–19 C
A connaître : énergie d’un photon : E = h =
1 eV = 1,6.10–19 J
hc

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
2px
2s
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
n=1
n=2
n=3
n=4
n=5
n=6
n=7
l=1
l=2
l=3
l=4
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, m l, 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
Nombre
Nombre
total
total
d’électrons
d’électrons
sur une
sur une
souscouche
:
couche :
2 n²
2 (2l + 1)
n
Nom de
la couche
Nom de
la sous couche
l
m
1
K
1s
0
0
2
2
L
2s
0
0
2
-1
2p
1
0
+1
s
2
 1/2
8
6
3
M
3s
0
0
2
-1
3p
1
0
6
+1
18
-2
-1
3d
2
0
+1
+2
10