Ce recueil d'exercices corrigés est conçu pour les étudiants universitaires, offrant une approche pratique des concepts fondamentaux de la structure de la matière et des liaisons chimiques.
Il explore en détail le Chapitre IV sur la classification périodique, la structure électronique et les propriétés des éléments, couvrant notamment :
- Les définitions clés : périodes, colonnes, familles, blocs, nombre d'oxydation.
- Les propriétés atomiques : rayon, énergie d'ionisation, affinité électronique, électronégativité.
- L'application des règles de Slater pour la configuration électronique.
Chimie générale : Plus de 60 exercices solutions. tableau periodique
Télécharger PDFCHAPITRE IV : Classification périodique, structure électronique et propriétés des éléments
Définitions et notions devant être acquises :
- Période
- Colonne
- Famille
- Bloc (s, p, d et f)
- Nombre ou degré d’oxydation
- Alcalins
- Alcalino-terreux
- Halogènes
- Lanthanides
- Actinides
- Métaux de transition
- Non métaux
- Semi-métaux
- Rayon atomique
- Rayon ionique
- Énergie d’ionisation
- Affinité électronique
- Électronégativité
- Règle de Slater
Exercice IV. 1.
Soient les atomes suivants : N (Z=7), K (Z=19), Sc (Z=21), Cr (Z=24), Mn (Z=25), Fe (Z=26), Cu (Z=29), Zn (Z=30), Ag (Z=47), Au(Z=79)
- Donner les configurations électroniques des atomes. Présenter les électrons de valence pour chaque atome. En déduire le nombre d’électrons de valence.
- Situer ces atomes dans la classification périodique et les grouper si possible par famille ou par période.
- Le césium (Cs) appartient à la même famille que le potassium (K) et à la même période que l’or (Au). Donner sa configuration électronique et son numéro atomique.
Exercice IV. 2.
Trouver la configuration électronique des éléments suivants et donner les ions possibles qu’ils peuvent former :
- D’un alcalin de numéro atomique Z supérieur à 12.
- D’un alcalino-terreux de numéro atomique égal à 12.
- D’un halogène de numéro atomique inférieur à 18.
- D’un gaz rare de même période que le chlore (Z = 17).
- Du troisième halogène.
- Du deuxième métal de transition.
- Du quatrième alcalin.
Exercice IV. 3.
Le molybdène (Mo) appartient à la famille du chrome Cr (Z=24) et à la cinquième période. Donner sa configuration électronique et son numéro atomique.
Exercice IV. 4.
On considère deux éléments de la quatrième période dont la structure électronique externe comporte trois électrons célibataires.
- Écrire les structures électroniques complètes de chacun de ces éléments et déterminer leur numéro atomique.
- En justifiant votre réponse, déterminer le numéro atomique et donner la configuration électronique de l’élément situé dans la même période que le fer (Z = 26) et appartenant à la même famille que le carbone (Z = 6).
Exercice IV. 5.
Combien d'électrons peut contenir au maximum la troisième couche ? Combien d'éléments comporte la troisième période du tableau périodique ? Pour quelle valeur de Z (nombre de protons), la troisième couche sera-t-elle entièrement remplie ?
Exercice IV. 6.
Donner les symboles et nommer les éléments principaux (leur couche de valence est de type nsx npy où 1 ≤ x ≤ 2 et 0 ≤ y ≤ 6.) ayant une couche externe à 8 électrons. Quel est le nom de leur groupe ? Ont-ils des propriétés chimiques variées ? Quelles sont leurs caractéristiques physiques ? Ont-ils des utilisations en industrie ?
Exercice IV. 7.
L’atome d’étain (Sn) possède dans son état fondamental deux électrons sur la sous-couche 5p.
- Donner sa structure électronique, son numéro atomique ainsi que le nombre d’électrons de valence.
- Fait-il partie des métaux de transition ? Pourquoi ?
Exercice IV. 8.
Définir l’énergie d’ionisation, l’affinité électronique et l’électronégativité d’un atome.
Z Li 3 Na 11 K 19 Rb 37 Cs 55
r (Å) 1,50 1,86 2,27 2,43 2,62
Na Mg Al Si P S Cl
Z 11 12 13 14 15 16 17
r (Å) 1,86 1,60 1,48 1,17 1,00 1,06 0,97
Comment varient le rayon atomique, l’électronégativité et le potentiel d’ionisation des éléments suivant une période et suivant une colonne du tableau périodique. Justifier votre réponse.
Exercice IV. 9.
On donne les énergies d’ionisation des atomes suivants :
H He Li Be C F Na K
Z 1 2 3 4 6 9 11 19
E(e.V) 13,53 22,46 5,36 9,28 11,21 17,34 5,12 4,32
- Comment expliquer l’évolution des premières énergies d’ionisation de H à He, de Li à F et entre Li, Na, K.
- En déduire le sens de variation des rayons atomiques lorsque le nombre de protons (Z) augmente.
Exercice IV. 10.
Soient les éléments suivants : F (Z=9), Na (Z=11) ; K (Z=19)
- Classer ces éléments par rayons atomiques croissants, en justifiant la réponse.
- Quels sont les ions les plus probables auxquels conduisent ces éléments ?
- Classer l’ensemble des atomes et ions par rayons atomiques ou ioniques croissants.
Exercice IV. 11.
Connaissant les rayons atomiques des éléments du premier groupe et de la troisième période du tableau périodique.
- Préciser dans quel sens varie l’énergie d’ionisation lorsqu’on parcourt le groupe de Li au Cs et la période de Na à Cl.
- Quel est l’élément le plus réducteur ?
Exercice IV. 12.
Classer dans chaque série, les éléments suivants selon leur rayon croissant :
11Na ; 19K ; 37Rb
6C ; 7N ; 8O
26Fe ;26Fe2+ ; 26Fe3+
17Cl- ; 18Ar ; 20Ca2+
Exercice IV. 13.
Soit 11Na+, 12Mg2+ et 13Al3+. Quelle particularité ont ces ions ? Lequel de ces ions a le plus petit rayon ionique ?
Exercice IV. 14.
Comment expliquer que le cuivre Cu (Z=29) existe sous deux degrés d’oxydation Cu+ et Cu2+ et que le potassium K(Z=19) existe sous un seul degré d’oxydation K+.
Exercice IV. 15.
Calculer l’énergie de l’atome de béryllium Be(Z=4) et celles des ions Be+, Be2+, Be3+ et Be4+ dans leur état fondamental. En déduire les différentes énergies d’ionisation. Comparer ces résultats aux valeurs expérimentales suivantes : 9,28eV ; 18,1eV ; 155eV ; 217eV.
Exercice IV. 16.
Calculer la charge nucléaire effective :
- d’un électron sur l’orbitale 4s, puis celle de l’électron sur l’orbitale 3d de Cu (Z = 29)
- d’un électron sur l’orbitale 4p de Se (Z = 34).
Exercice IV. 17.
- À l’aide des règles de Slater, justifier pourquoi, dans le cas du potassium, l’électron de valence est placé dans la sous-couche 4s au lieu de 3d.
- Calculer les valeurs de la première et de la deuxième énergie d’ionisation du potassium K (Z= 19). Expliquer la différence entre ces deux valeurs.
Exercice IV. 18.
Calculer la charge nucléaire effective de l’un des électrons 4s et celle de l’un des électrons 3d du zinc (Z=30). Expliquer en justifiant par les règles de Slater, pourquoi en cas d’ionisation de Zn, les électrons 4s partent avant 3d.
Exercice IV. 19.
Donner les ions que peut former l’atome de fer Fe (Z=26). Quel est le plus stable ?
Exercice IV. 20.
- Quelle est la configuration électronique du magnésium Mg (Z=12) dans l'état fondamental ?
- Déterminer la charge nucléaire effective et l'énergie de chaque électron.
- Évaluer l’énergie totale d'un atome de magnésium et d'un ion Mg+.
- En déduire la valeur de l'énergie de première ionisation du magnésium.
Exercice IV. 21.
Calculer les électronégativités (X) dans l’échelle de Pauling des éléments H, Cl et Br en vous servant des données du tableau suivant :
| H-H | F-F | Cl-Cl | Br-Br | H-F | H-Cl | H-Br | |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Longueur de liaison(Å) | 0.74 | 1.42 | 1.99 | 2.28 | 0.92 | 1.28 | 1.42 |
| H 298 de dissociation (kJ.mol-1) | 431.5 | 150.5 | 238.5 | 150 | 560.1 | 430.5 | 360 |
L’électronégativité du fluor (XF) est égale à 4. La différence d’électronégativité entre 2 éléments dans l’échelle de Pauling obéit à la relation :
HAB = ½(HAA + HBB) + 96,39 (XA – XB) (kJ.mol-1)
CHAPITRE IV : Exercices corrigés Classification périodique, structure électronique et propriétés des éléments
Exercice IV. 1.
- Nous allons écrire pour chaque élément, sa structure électronique selon la règle de Klechkowski et selon la disposition spatiale, et donner le nombre d’électrons de valence.
la règle de Klechkowski la disposition spatiale Nombre d’électrons de valence N (7) : 1s2 2s2 2p3 [He]2s2 2p3 5 K (19): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 [Ar]4s1 1 Sc (21) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 [Ar] 3d1 4s2 3 Cr (24) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 [Ar] 3d5 4s1 6 Mn (25) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 [Ar]3d5 4s2 7 Fe (26) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 [Ar]3d6 4s2 8 Cu (29) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 [Ar]3d10 4s1 11 Zn (30) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 [Ar]3d10 4s2 2 Ag (47) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s1 4d10 [Kr]4d10 5s1 11 Au (79) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1 4f14 5d10 [Xe]5d10 6s1 11 Exemple: N (7) : 1s2 2s2 2p3
Représentation de la couche de valence à l’aide des cases quantiques : 2s2 2p3
Remarque : Dans le cas du chrome Cr (Z=24), la structure de la couche de valence doit être selon la règle de Klechkowski : 4s2 3d4. Cette structure est instable. La structure la plus stable est donc 4s1 3d5. La structure électronique de la sous-couche 3d est à demi remplie. Dans le cas du cuivre Cu (Z=29), la structure de la couche de valence doit être selon la règle de Klechkowski : 4s2 3d9. Cette structure est instable. La structure la plus stable est donc 4s1 3d10. La structure électronique de la sous-couche 3d est totalement remplie. «Les orbitales d à demi remplies ou totalement remplies sont plus stables»
- Un seul élément appartient à la période n=2 : N (Z=7) (groupe VA )
Les éléments qui appartiennent à la période n=4 sont : K (groupe IA ), Sc (groupe IIIB ), Cr (groupe VIB ), Mn (groupe VIIB ), Fe (groupe VIIIB ), Cu (groupe IB ), Zn (groupe IIB )
Les éléments qui appartiennent à la famille I sont: Cu (4ème période), Ag (5ème période), Au (6ème période)
Les éléments qui appartiennent à la famille des métaux de transition (leur couche de valence est de type (n-1)dy nsx où 1 ≤ x ≤ 2 et 1 ≤ y ≤ 10)sont: Sc (groupe IIIB), Cr (groupe VIB), Mn (groupe VIIB), Fe (groupe VIIIB), Cu (groupe IB), Zn (groupe IIB)
- Cs : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1 4f14 Selon la règle de Klechkowski
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 6s1 Selon la disposition spatiale
La structure électronique de l’atome de césium est : [Xe] 6s1 et son numéro atomique est égal à 55 (Z=55).
Exercice IV. 2.
- K (19) : [Ar] 4s1 un seul ion possible K+. K a tendance à avoir la structure stable du gaz inerte l’argon.
- Mg (12) : [Ne]3s2 deux ions possibles Mg2+ et Mg+
- Cl (17) : [Ne]3s2 3p5 un seul ion possible Cl- (structure de l’argon : gaz inerte)
- Ar (18) : [Ne]3s2 3p6 il n’y a pas d’ionisation possible car son état est stable ; c’est un gaz inerte.
- Br (35) : [Ar]3d10 4s2 4p5 un seul ion possible Br- (structure du gaz inerte krypton).
- Ti (22) : [Ar]3d2 4s2 quatre ions possibles Ti4+, Ti3+, Ti2+ et Ti+. (Ti4+ et Ti3+ sont les plus stables).
- Rb (37): [Kr]5s1 un seul ion possible Rb+
Exercice IV. 3.
La structure électronique du chrome Cr : [Ar] 3d5 4s1. Il appartient à la famille des métaux de transition de structure électronique de couche de valence de type (n-1)d5 ns1.
Le molybdène Mo appartient à la même famille que le chrome et à la 5ème période donc la structure de sa couche de valence de type (n-1)d5 ns1 avec n=5 : Mo : [Kr]4d5 5s1 => Z = 42
Exercice IV. 4.
- Les deux éléments sont le vanadium et l’arsenic.
Le vanadium V : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 d’après la règle de Klechkowski : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 4s2 d’après la disposition spatiale
Le numéro atomique est : Z = 23
Remarque : En ne respectant pas la règle de Klechkowski, la structure serait la suivante : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5. Cette structure est inexacte. Il faudra donc respecter la règle de Klechkowski pour avoir la structure électronique existante. Cela peut s’expliquer qu’avant remplissage, le niveau de l’orbitale 4s est légèrement inférieur que celui des orbitales atomiques 3d, et qu’après remplissage, ce niveau 4s devient supérieur au niveau 3d.
Structure électronique de l’arsenic As : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 d’après la règle de Klechkowski
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p3 d’après la disposition spatiale
Le numéro atomique est Z = 33
- Structure électronique du fer Fe (Z=26) : [Ar] 3d6 4s2 ; Le fer appartient à la 4ème période n=4.
Structure électronique du carbone C (Z=6) 1s2 2s2 2p2
Le carbone appartient à la famille de structure électronique de couche de valence de type ns2 np2. Donc la structure électronique du germanium est : Ge [Ar] 3d10 4s2 4p2
Exercice IV. 5.
La troisième couche peut contenir au maximum 2n2 électrons c’est-à-dire 18 électrons.
La troisième période comporte 8 éléments (bloc s et bloc p)
Les deux valeurs de Z, pour lesquelles la 3ème couche serait remplie sont :
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 Z = 30 (Zinc Zn)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 Z = 29 (exception) (Cuivre Cu)
Exercice IV. 6.
Les éléments principaux ayant une couche externe à huit électrons sont les gaz rares : Ne (Z=10) ; Ar (Z=18) ; Kr (Z=36) ; Xe (Z=54) ; Rn (Z=86)
Les six gaz rares sont inertes. Ils ne sont pas nocifs pour nous, c'est pourquoi ils ont plusieurs utilités. Nous donnons quelques exemples de leurs applications.
- L'hélium :
- Dans les bonbonnes de plongée des grandes profondeurs
- En cryogénie à cause de sa basse température à l’état liquide.
- L'argon et le néon :
- Dans les enseignes lumineuses et dans les lasers.
- Le radon :
- Dans les industries, il sert à initier et à influencer des réactions chimiques.
- Dans les appareils servant à prévenir les tremblements de terre.
- En médecine, pour les traitements anti-cancer.
- Le xénon :
- Dans les industries de fabrication des lampes à haute intensité
- Dans les lasers à ultraviolet.
- En médecine, surtout pour les anesthésies.
- Le krypton :
- Dans certaines ampoules électriques incandescentes et fluorescentes
- Dans les lasers et l’holographie.
Exercice IV. 7.
L’atome d’étain (Sn) possède dans son état fondamental deux électrons sur la sous-couche 5p.
- Donner sa structure électronique, son numéro atomique ainsi que le nombre d’électrons de valence.
Sn : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p2 D’après la règle de Klechkowski
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 4d10 5s2 5p2 D’après la disposition spatiale
L’atome de l’étain possède quatre électrons de valence et son numéro atomique est égal à 50.
- Non, il ne fait pas partie des métaux de transition car la sous-couche 4d est remplie.
Exercice IV. 8.
Rayon atomique : Dans une colonne du tableau périodique, quand le numéro de la période (n) augmente, le rayon atomique croît. Dans une période, n est constant, Z augmente. L'effet d'écran variant peu, les électrons ont tendance à être plus attirés par le noyau et par conséquent le rayon diminue.
L’énergie d’ionisation : C’est l’énergie nécessaire qu’il faut fournir à un atome dans son état fondamental (première ionisation) ou à un ion (deuxième ou troisième ionisation) pour lui arracher un électron. Elle diminue quand le rayon atomique augmente et elle augmente quand le rayon diminue.
L’affinité électronique : C’est l’énergie mise en jeu (libérée dans de nombreux cas) lors de la capture d’un électron par un atome pour former un anion.
L’électronégativité : L’électronégativité est la tendance d’un atome à attirer les électrons de la liaison. Elle varie dans le même sens que l’énergie d’ionisation.
Exercice IV. 9.
- Dans une période du tableau périodique, le nombre de couche(n) est constant, Z augmente, l'effet d'écran varie peu, les électrons ont tendance à être plus attirés par le noyau et par conséquent le rayon diminue et l’énergie d’ionisation croît de la gauche vers la droite. I (He) > I (H) et I (F) >...> ... > I (Li)
Dans une même colonne (ou groupe) du tableau périodique, quand le numéro de la période (n) augmente, le rayon atomique croît et l’énergie d’ionisation diminue du haut vers le bas. Nous avons donc :
I (Li) > I (Na) > I (K)
- Le rayon atomique augmente dans un même groupe du haut vers le bas et dans une même période de la droite vers la gauche (voir exercice V.8)
Exercice IV. 10.
- rF < rNa < rK car le numéro de la couche de valence (n) augmente de F à K : n (F) = 2 ; n (Na) = 3 et n (K) = 4.
- F (Z =9) : 1s2 2s2 2p5 - F- 1s2 2s2 2p6. F- a la structure stable du gaz rare Ne.
Na (Z =11) : 1s2 2s2 2p6 3s1 - Na+ 1s2 2s2 2p6. Na+ a la structure stable du gaz rare Ne.
K (Z =19) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 - K+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. K+ a la structure stable du gaz rare Ar.
-
rF < rF-. F et F- possèdent le même nombre de protons, mais le nombre d’électrons est plus grand sur l’ion F-. L’attraction noyau-électrons sur F (atomique) est donc plus forte et par conséquent le rayon rF (atomique) est plus petit.
rNa+ < rNa. Na+ et Na possèdent le même nombre de protons, mais le nombre d’électrons est plus grand sur l’atome Na. L’attraction noyau-électrons sur Na+ est donc plus forte et par conséquent le rayon de l’ion Na+ est plus petit.
rK+ < rK. K+ et K possèdent le même nombre de protons, mais le nombre d’électrons est plus grand sur K (atomique). L’attraction noyau-électrons sur K+ est donc plus forte et par conséquent le rayon rK+ est plus petit.
rNa+ < rF-. Na+ et F- possèdent la même structure électronique (isoelectroniques, configuration de Ne), mais le nombre de protons est plus grand sur l’ion Na+ (Z=11) que sur l’ion F- (Z=9). L’attraction noyau-électrons sur Na+ est donc plus forte et par conséquent le rayon de l’ion Na+ est le plus petit.
Expérimentalement, nous avons : rK+ ≈ rF- (environ 1.33 Å). L'ordre croissant des rayons est donc : rNa+ < rF < rF- ≈ rK+ < rNa < rK.
Figure représentant la confrontation des valeurs des rayons ioniques (M. Karapetiantz et S. Drakine Constitution de la matière p.102) ; rA est le rayon anionique ; rC est le rayon cationique.
Exercice IV. 11.
- Dans la famille des alcalins, le rayon atomique augmente du lithium au césium car il augmente du haut vers le bas dans une colonne du tableau périodique. Par conséquent, l’attraction entre l’électron périphérique et le noyau devient de plus en plus faible et l’énergie d’ionisation diminue du lithium au césium.
Le rayon atomique diminue du sodium au chlore. Ces atomes appartiennent à la même période (3ème) et l'augmentation de la charge nucléaire effective attire les électrons plus fortement.
- L’élément le plus réducteur est celui qui perd le plus facilement ses électrons, c’est-à-dire celui qui a la plus faible énergie d’ionisation et le plus grand rayon atomique. Parmi les éléments mentionnés, le Césium (Cs) est l’élément le plus réducteur.
FAQ (Foire Aux Questions)
Qu'est-ce que la règle de Klechkowski ?
La règle de Klechkowski, aussi appelée règle de Madelung, est une règle empirique qui permet de prédire l'ordre de remplissage des orbitales atomiques en électrons. Elle stipule que les électrons remplissent d'abord les orbitales avec la valeur de (n+l) la plus faible (où n est le nombre quantique principal et l le nombre quantique azimutal). Si plusieurs orbitales ont la même valeur de (n+l), celle avec la plus faible valeur de n est remplie en premier.
Quelle est la différence entre le rayon atomique et le rayon ionique ?
Le rayon atomique fait référence à la taille d'un atome neutre. Le rayon ionique, quant à lui, est la taille d'un ion (un atome ayant gagné ou perdu des électrons). Les cations (ions positifs) sont généralement plus petits que l'atome neutre correspondant car ils ont perdu leur(s) électron(s) de valence, réduisant ainsi la répulsion interélectronique et augmentant l'attraction nucléaire effective. Les anions (ions négatifs) sont généralement plus grands que l'atome neutre correspondant car ils ont gagné des électrons, augmentant la répulsion interélectronique.
Pourquoi certaines configurations électroniques sont-elles des exceptions à la règle de Klechkowski, comme pour le chrome et le cuivre ?
Ces exceptions s'expliquent par une stabilité accrue lorsque les sous-couches d sont à moitié remplies (d5) ou entièrement remplies (d10). Pour le chrome (Cr), la configuration 4s1 3d5 est plus stable que 4s2 3d4. De même pour le cuivre (Cu), la configuration 4s1 3d10 est plus stable que 4s2 3d9. Cette stabilité est due à une symétrie et une énergie plus faibles de ces arrangements électroniques.