Ce document académique est destiné aux étudiants universitaires en chimie et physique, offrant une exploration approfondie de la structure électronique de l'atome. Il contient une série de questions avec des solutions détaillées et une section FAQ, conçues pour consolider les connaissances fondamentales.
Les principaux sujets abordés incluent :
- L'énergie photonique, les niveaux d'énergie atomiques et les transitions.
- Les configurations électroniques, ainsi que les règles de Pauli, Klechkowski et Hund.
- Les orbitales atomiques, les nombres quantiques et la classification périodique.
Chimie générale : Qcm1 structure électronique de l’atome
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Questions
Énergie
1) Un photon est associé à l'onde électromagnétique de longueur d'onde λ. Exprimer l'énergie E de ce photon en fonction de λ, de la constante de Planck h et de la célérité de la lumière c.
- A) E = hλ.c
- B) E = h.λ/c
- C) E = h.c/λ
- D) E = λ.c/h
2) h = 6,63.10⁻³⁴ J.s et c = 3.10⁸ m.s⁻¹. Calculer l'énergie d'un photon associé à un rayonnement infrarouge de longueur d'onde λ = 0,1 mm.
- A) E = 2,21.10⁻⁴⁶ J
- B) E = 2,21.10⁻³⁸ J
- C) E = 1,38.10⁻²⁷ eV
- D) E = 1,24.10⁻² eV
3) Au niveau n, l'énergie propre de l'atome d'hydrogène est E = -13,6/n² (eV). À quelle série du spectre d'émission de l'atome d'hydrogène appartient la raie correspondant à la transition 3→2 ?
- A) Série de Brackett
- B) Série de Paschen
- C) Série de Balmer
- D) Série de Lyman
4) Calculer la longueur d'onde correspondant à cette transition.
- A) λ₃→₂ = 103 nm
- B) λ₃→₂ = 548 nm
- C) λ₃→₂ = 658 nm
- D) λ₃→₂ = 823 nm
5) Calculer l'énergie d'ionisation Eᵢ de l'atome d'hydrogène dans l'état excité 3d.
- A) Eᵢ = 0,661 eV
- B) Eᵢ = -4,53 eV
- C) Eᵢ = 13,6 eV
- D) Eᵢ = 1,51 eV
Élément nickel
6) On propose différentes configurations électroniques pour l'atome de nickel de numéro atomique Z=28. Quelle(s) configuration(s) ne respecte(nt) pas le principe de Pauli ?
- A) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s⁰
- B) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁸ 3d⁶ 4s²
- C) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁸ 4s²
- D) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ 4s² 4p²
7) Quelle configuration donnée en 6) représente l'atome de Nickel dans son état fondamental ?
8) Quelle configuration donnée en 6) ne comporte aucun électron célibataire ?
9) Quelle configuration donnée en 6) est la moins stable ?
10) Déterminer la composition de l'ion ⁵⁸Ni²⁺.
- A) 30 protons, 28 électrons, 30 neutrons
- B) 30 protons, 28 électrons, 28 neutrons
- C) 28 protons, 28 électrons, 30 neutrons
- D) 28 protons, 26 électrons, 30 neutrons
Orbitales atomiques
11) L'oxygène a pour numéro atomique Z=8.
- A) L'atome d'oxygène possède 2 électrons de cœur et 6 électrons de valence, et sa valence est 6.
- B) L'atome d'oxygène possède 2 électrons de cœur et 6 électrons de valence, et sa valence est 2.
- C) L'atome d'oxygène possède 4 électrons de cœur et 4 électrons de valence, et sa valence est 2.
- D) L'atome d'oxygène possède 4 électrons de cœur et 4 électrons de valence, et sa valence est 4.
12) Pour un électron d'un atome polyélectronique :
- A) Il peut exister 3 niveaux d'énergie distincts ayant même valeur de nombre quantique principal n=4.
- B) Il peut exister 16 orbitales atomiques ayant même valeur de nombre quantique principal n=4.
- C) Il peut exister 16 électrons ayant même valeur de nombre quantique principal n=4.
- D) Il peut exister 3 niveaux d'énergie distincts dégénérés ayant même valeur de nombre quantique principal n=4.
13) Déterminer les quadruplets de nombres quantiques des 4 électrons de l'atome de béryllium (Z=4) dans son état fondamental.
- A) (1,0,0, ½) ; (1,0,0, -½) ; (2,0,0, ½) ; (2,0,0, -½).
- B) (1,0,0, ½) ; (1,1,0, ½) ; (2,0,0, ½) ; (2,1,0, ½).
- C) (1,0,0, ½) ; (1,0,0, -½) ; (2,1,1, ½) ; (2,1,1, -½).
- D) (1,0,0, ½) ; (2,1,0, ½) ; (2,1,1, ½) ; (2,1,-1,-½).
14) Déterminer la(les) distribution(s) des électrons qui est(sont) possible(s) dans une configuration électronique en nd⁶.
- A) ↑↓ ↑↓ ↑ ↑.
- B) ↑↓ ↑↓ ↑↓. .
- C) ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑
- D) ↑↑ ↑ ↑ ↑ ↑
Classification périodique des éléments
On a représenté ci-dessous les 5 premières périodes de la classification périodique des éléments.
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 1 H He 2 Li Be B C N O F Ne 3 Na Mg Al Si P S Cl Ar 4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
15) Lequel de ces éléments possède exactement deux électrons non appariés ?
- A) L'hélium He
- B) Le béryllium Be
- C) Le bore B
- D) L'oxygène O
16) Établir la configuration électronique de l'ion formé par le soufre S.
- A) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶
- B) 1s² 2s² 2p⁶ 3s²
- C) 1s² 2s² 2p⁶
- D) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵
17) Prévoir à l'aide de la classification périodique des éléments la formule chimique de l'oxyde que forme l'élément oxygène O avec l'élément sodium Na.
- A) Na₂O
- B) Na₂O₃
- C) NaO
- D) NaO₂
18) Classer les éléments béryllium Be, oxygène O, fluor F et strontium Sr par ordre d'électronégativité croissante.
- A) F - O - Be - Sr
- B) Sr - F - O - Be
- C) Be - O - F - Sr
- D) Sr - Be - O - F
19) Classer les éléments béryllium Be, oxygène O, fluor F et strontium Sr par ordre de rayon atomique décroissant.
- A) F - O - Be - Sr
- B) Sr - F - O - Be
- C) Be - O - F - Sr
- D) Sr - Be - O - F
Solutions Détaillées
Solution 1
La relation E = h.c/λ est fondamentale en physique quantique pour l'énergie d'un photon. Elle peut être déduite par analyse dimensionnelle, connaissant l'unité de la constante de Planck. Dans ce cas, [h.c/λ] = [J.s].[m.s⁻¹]/[m] = [J]. L'énergie E de ce photon en fonction de λ, de la constante de Planck h et de la célérité de la lumière c est E = h.c/λ.
Solution 2
L'énergie du photon est calculée avec la relation E = h.c/λ. Avec h = 6,63.10⁻³⁴ J.s, c = 3.10⁸ m.s⁻¹ et λ = 0,1 mm = 10⁻⁴ m :
E = (6,63.10⁻³⁴ × 3.10⁸) / 10⁻⁴ = 1,99.10⁻²¹ J.
Cette énergie peut être convertie en électron-volt (eV), une unité plus adaptée pour ces ordres de grandeur. Sachant que 1 eV = 1,6.10⁻¹⁹ J :
E (eV) = E (J) / (1,6.10⁻¹⁹ J.eV⁻¹) = 1,99.10⁻²¹ / 1,6.10⁻¹⁹ = 1,24.10⁻² eV.
L'énergie du photon est donc de 1,24.10⁻² eV.
Solution 3
Les séries du spectre d'émission de l'atome d'hydrogène correspondent à des transitions électroniques où l'atome passe d'un état d'énergie supérieure (n') à un état d'énergie inférieure (n), avec n' > n. La raie correspondant à la transition 3→2 appartient à la série de Balmer, qui est visible dans le domaine du spectre visible.
Rappel : Transitions, spectre et séries de l'hydrogène
- Transition n' → 1 : Série de Lyman (ultraviolet)
- Transition n' → 2 : Série de Balmer (visible)
- Transition n' → 3 : Série de Paschen (infrarouge)
- Transition n' → 4 : Série de Brackett (infrarouge)
- Transition n' → 5 : Série de Pfund (infrarouge)
Solution 4
La variation d'énergie ΔE de l'atome d'hydrogène lors de la transition 3→2 est :
ΔEat,3→2 = E₂ - E₃ = -13,6/2² - (-13,6/3²) = -1,89 eV.
Pour la conversion en Joules : ΔEat,3→2 = -1,89 eV × 1,6.10⁻¹⁹ J/eV = -3,02.10⁻¹⁹ J.
L'énergie perdue par l'atome, qui est émise sous forme de photon, est Eφ = -ΔEat,3→2 = 3,02.10⁻¹⁹ J.
La longueur d'onde du photon émis est donnée par la relation Eφ = h.c/λ₃→₂, d'où :
λ₃→₂ = h.c / Eφ = (6,63.10⁻³⁴ × 3.10⁸) / 3,02.10⁻¹⁹ = 6,58.10⁻⁷ m.
Ainsi, la longueur d'onde correspondant à cette transition est de 658 nm.
Solution 5
Rappel : Définition de l'énergie d'ionisation
L'énergie d'ionisation (Eᵢ) est l'énergie minimale requise pour arracher un électron à un atome ou un ion gazeux. Elle représente la variation d'énergie nécessaire pour amener cet électron au niveau d'énergie caractérisé par n → +∞ (ionisation complète).
Pour l'atome d'hydrogène dans l'état excité 3d (n=3), l'énergie d'ionisation est :
Eᵢ = E∞ - E₃ = -13,6/∞² - (-13,6/3²) = 0 - (-1,51 eV) = 1,51 eV.
L'énergie d'ionisation de l'atome d'hydrogène dans l'état excité 3d est donc de 1,51 eV.
Solution 6
Le principe d'exclusion de Pauli stipule que deux électrons d'un même atome ne peuvent avoir le même ensemble de quatre nombres quantiques. Cela signifie que chaque orbitale atomique (OA) ne peut contenir qu'un maximum de deux électrons, et ceux-ci doivent avoir des spins opposés.
Dans la configuration B (1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁸ 3d⁶ 4s²), la sous-couche 3p (n=3, l=1) est indiquée comme contenant 8 électrons. Or, une sous-couche p ne peut contenir au maximum que 2*(2l+1) = 2*(2*1+1) = 6 électrons (il y a 3 orbitales p, chacune pouvant contenir 2 électrons). La présence de 8 électrons dans la sous-couche 3p viole le principe de Pauli, car cela impliquerait que certains électrons partageraient le même quadruplet de nombres quantiques. La configuration B ne respecte donc pas le principe de Pauli.
Rappel : Nombres quantiques et règles de remplissage
Il faut 4 nombres quantiques pour caractériser totalement un électron :
- Nombre quantique principal (n) : définit la couche (n ≥ 1). Capacité maximale : 2n² électrons.
- Nombre quantique secondaire (l) : définit la sous-couche (0 ≤ l ≤ n-1). Capacité maximale : 2(2l+1) électrons (s: l=0, p: l=1, d: l=2, f: l=3).
- Nombre quantique magnétique (ml) : définit l'orbitale atomique (-l ≤ ml ≤ +l). Capacité maximale : 2 électrons.
- Nombre quantique de spin (ms) : définit le spin de l'électron (ms = +½ ou -½).
Les règles de remplissage sont :
- Principe d'exclusion de Pauli : Deux électrons d'un même atome ne peuvent avoir les quatre mêmes nombres quantiques.
- Règle de Klechkowski : Les sous-couches sont remplies par ordre d'énergie croissante, généralement (n+l) croissant, et pour (n+l) égal, par n croissant. L'ordre usuel est 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, etc.
- Règle de Hund : Pour une sous-couche partiellement remplie, les électrons occupent d'abord le maximum d'orbitales disponibles avec des spins parallèles avant de s'apparier.
Solution 7
L'atome de nickel (Z=28) à l'état fondamental respecte la règle de Klechkowski, qui détermine l'ordre de remplissage des sous-couches électroniques par ordre d'énergie croissante.
La configuration électronique fondamentale du nickel (Z=28) est 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁸. Dans les options proposées, l'ordre d'écriture de la sous-couche 4s et 3d peut varier, mais l'option C (1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁸ 4s²) représente correctement l'état fondamental en termes de nombre d'électrons par sous-couche et de niveaux d'énergie. En effet, même si la 4s est remplie avant la 3d, la sous-couche 3d est d'énergie plus faible une fois remplie.
La configuration C représente l'atome de Nickel dans son état fondamental.
Solution 8
Un électron célibataire est un électron qui occupe seul une orbitale atomique. Une sous-couche ne comporte aucun électron célibataire si toutes ses orbitales sont soit vides, soit occupées par deux électrons appariés (spins opposés).
Analysons les sous-couches de valence non saturées ou partiellement saturées des configurations proposées (pour Z=28) :
- Configuration A (1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s⁰) : Toutes les sous-couches jusqu'à 3d sont saturées. La sous-couche 4s est vide. Il n'y a aucun électron célibataire.
- Configuration B (1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁸ 3d⁶ 4s²) : Cette configuration est invalide car la sous-couche 3p ne peut contenir que 6 électrons au maximum.
- Configuration C (1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁸ 4s²) : La sous-couche 3d⁸, selon la règle de Hund, se remplit comme suit : ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑. Elle contient deux électrons célibataires.
- Configuration D (1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ 4s² 4p²) : La sous-couche 3d⁶ se remplit en ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑, contenant quatre électrons célibataires. La sous-couche 4p² se remplit en ↑ ↑ ., contenant deux électrons célibataires. Au total, cette configuration a six électrons célibataires.
La configuration A est celle qui ne comporte aucun électron célibataire.
Solution 9
La stabilité d'une configuration électronique est inversement proportionnelle à son énergie. Une configuration est d'autant moins stable que son énergie est élevée. Les facteurs qui contribuent à une plus grande énergie (moins de stabilité) incluent le non-respect de la règle de Klechkowski, la présence de sous-couches incomplètes à haute énergie, ou des arrangements d'électrons qui ne maximisent pas la symétrie ou le spin total (règle de Hund).
Parmi les configurations données :
- A) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s⁰ : Ceci est une configuration stable car la sous-couche 3d est pleine.
- B) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁸ 3d⁶ 4s² : Cette configuration est invalide et donc non stable.
- C) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁸ 4s² : Il s'agit de la configuration électronique fondamentale du Nickel, qui est la plus stable parmi les configurations valides.
- D) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ 4s² 4p² : Cette configuration est la moins stable. Elle occupe la sous-couche 4p alors que la sous-couche 3d n'est pas saturée (3d⁶ au lieu de 3d¹⁰). Cela signifie que des électrons ont été promus vers une sous-couche d'énergie plus élevée (4p) avant que les sous-couches d'énergie inférieure (3d) ne soient entièrement remplies, ce qui est énergétiquement défavorable et rend l'atome moins stable.
La configuration D est la moins stable.
Solution 10
La notation AXq+ ou AXq- fournit des informations sur la composition de l'ion :
- Le symbole chimique X correspond à l'élément Nickel (Ni). Son numéro atomique Z=28 est la signature de l'élément, indiquant 28 protons.
- A (nombre de masse) : Ici 58, représente le nombre total de nucléons (protons + neutrons).
- q+ ou q- : La charge de l'ion, ici 2+, indique le nombre d'électrons perdus ou gagnés.
Pour l'ion ⁵⁸Ni²⁺ :
- Nombre de protons : Z = 28 protons.
- Nombre de neutrons : A - Z = 58 - 28 = 30 neutrons.
- Nombre d'électrons : Un atome de nickel neutre possède 28 électrons. L'ion Ni²⁺ a perdu 2 électrons, il possède donc 28 - 2 = 26 électrons.
L'ion ⁵⁸Ni²⁺ possède donc 28 protons, 26 électrons et 30 neutrons.
Solution 11
L'atome d'oxygène (O) a pour numéro atomique Z=8. Sa configuration électronique à l'état fondamental est 1s² 2s² 2p⁴.
- Les électrons de cœur sont ceux des couches internes complètes. Pour l'oxygène, la couche n=1 est complète avec 1s², soit 2 électrons de cœur.
- Les électrons de valence sont ceux de la couche externe la plus élevée (n=2 dans ce cas) ou ceux des sous-couches partiellement remplies. Il y a 2 électrons dans la sous-couche 2s et 4 électrons dans la sous-couche 2p. Le nombre total d'électrons de valence est 2 + 4 = 6.
- La valence d'un atome est le nombre de liaisons covalentes simples qu'il peut former. Selon la règle de Hund, les 4 électrons de la sous-couche 2p se répartissent ainsi : 2p⁴ (↑↓ ↑ ↑). Il y a deux électrons célibataires, ce qui indique que l'oxygène peut former deux liaisons covalentes. Sa valence est donc de 2.
L'atome d'oxygène possède 2 électrons de cœur et 6 électrons de valence, et sa valence est 2.
Rappel : Électrons de cœur, de valence et valence chimique
- Les électrons de valence sont les électrons les plus externes de l'atome, occupant la couche électronique la plus élevée ou les sous-couches partiellement remplies. Ils sont impliqués dans les liaisons chimiques et déterminent les propriétés chimiques de l'élément.
- Les électrons de cœur sont les électrons des couches internes complètes. Ils sont plus fortement liés au noyau et ne participent généralement pas aux liaisons chimiques.
- Le schéma de Lewis d'un atome représente uniquement les électrons de valence.
- La valence d'un atome est le nombre de liaisons covalentes simples qu'il peut former pour atteindre une configuration électronique stable (souvent un octet). Elle correspond au nombre d'électrons célibataires dans l'état fondamental ou à un état excité accessible.
Solution 12
Pour un électron d'un atome polyélectronique, les niveaux d'énergie dépendent des nombres quantiques principal (n) et secondaire (l).
- Pour un nombre quantique principal n=4, les valeurs possibles du nombre quantique secondaire l sont : l=0 (sous-couche 4s), l=1 (sous-couche 4p), l=2 (sous-couche 4d) et l=3 (sous-couche 4f). Cela signifie qu'il existe 4 niveaux d'énergie distincts (4s, 4p, 4d, 4f) pour n=4. L'affirmation A est donc fausse.
- Le nombre d'orbitales atomiques (OA) pour une valeur donnée de n est n². Pour n=4, le nombre total d'OA est 4² = 16.
- Sous-couche 4s (l=0) : 1 OA (ml=0)
- Sous-couche 4p (l=1) : 3 OA (ml=-1, 0, 1)
- Sous-couche 4d (l=2) : 5 OA (ml=-2, -1, 0, 1, 2)
- Sous-couche 4f (l=3) : 7 OA (ml=-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3)
- Chaque orbitale atomique peut accueillir au maximum 2 électrons (principe de Pauli). Donc, pour n=4, il peut y avoir au maximum 16 OA × 2 électrons/OA = 32 électrons. L'affirmation C est fausse.
- La dégénérescence d'un niveau d'énergie signifie que plusieurs orbitales atomiques ont la même énergie. Pour un atome polyélectronique, les sous-couches 4p, 4d et 4f sont dégénérées (4p a 3 OA, 4d a 5 OA, 4f a 7 OA), tandis que 4s (1 OA) n'est pas dégénérée. Donc, il existe bien 3 niveaux d'énergie distincts (4p, 4d, 4f) qui sont dégénérés pour n=4. L'affirmation D est correcte.
Les affirmations correctes sont B et D.
Solution 13
L'atome de béryllium (Be) a pour numéro atomique Z=4. Sa configuration électronique à l'état fondamental est 1s² 2s².
En appliquant les règles de quantification (n, l, ml, ms) et les règles de remplissage (Pauli, Klechkowski, Hund) :
- Pour les 2 électrons de la sous-couche 1s (n=1, l=0, ml=0) :
- Premier électron : (1, 0, 0, +½)
- Deuxième électron : (1, 0, 0, -½)
- Pour les 2 électrons de la sous-couche 2s (n=2, l=0, ml=0) :
- Troisième électron : (2, 0, 0, +½)
- Quatrième électron : (2, 0, 0, -½)
Les quadruplets de nombres quantiques des 4 électrons de l'atome de béryllium dans son état fondamental sont donc : (1,0,0, +½) ; (1,0,0, -½) ; (2,0,0, +½) ; (2,0,0, -½).
Solution 14
Une configuration électronique en nd⁶ signifie que 6 électrons occupent les orbitales de la sous-couche d. Une sous-couche d (l=2) est composée de 2l+1 = 5 orbitales atomiques (ml = -2, -1, 0, 1, 2).
Selon la règle de Hund, les électrons remplissent les orbitales individuelles avec des spins parallèles avant de s'apparier dans une même orbitale. Le principe de Pauli exige que deux électrons dans la même orbitale aient des spins opposés (↑↓).
Analysons les distributions proposées :
- A) ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ : Deux orbitales sont remplies avec des paires, et deux orbitales avec des électrons célibataires. Cela ne maximise pas le spin total ni l'occupation des orbitales individuelles avant appariement, ne respectant pas la règle de Hund.
- B) ↑↓ ↑↓ ↑↓ . . : Trois orbitales sont remplies avec des paires, les deux autres sont vides. Ceci ne maximise pas non plus le spin total ni l'occupation des orbitales individuelles.
- C) ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ : Une orbitale est remplie avec une paire d'électrons (↑↓), et les quatre autres orbitales sont occupées par des électrons célibataires de même spin (↑). Cette distribution respecte la règle de Hund (maximisation des spins parallèles et occupation maximale des orbitales individuelles) et le principe de Pauli (électrons appariés ont des spins opposés).
- D) ↑↑ ↑ ↑ ↑ ↑ : La première orbitale contient deux électrons avec le même spin (↑↑). Ceci est une violation directe du principe d'exclusion de Pauli, qui exige que les électrons dans la même orbitale aient des spins opposés.
La seule distribution possible qui respecte à la fois les règles de Pauli et de Hund est C.
Solution 15
Pour déterminer le nombre d'électrons non appariés, il faut établir la configuration électronique de l'état fondamental de chaque élément et appliquer la règle de Hund pour le remplissage des orbitales.
- Hélium He (Z=2) : 1s². Les deux électrons sont appariés (↑↓). Il possède 0 électron non apparié.
- Béryllium Be (Z=4) : 1s² 2s². Les électrons des sous-couches 1s et 2s sont appariés (1s:↑↓, 2s:↑↓). Il possède 0 électron non apparié.
- Bore B (Z=5) : 1s² 2s² 2p¹. La sous-couche 2p contient un seul électron (↑ . .). Il possède 1 électron non apparié.
- Oxygène O (Z=8) : 1s² 2s² 2p⁴. Selon la règle de Hund, les quatre électrons de la sous-couche 2p se répartissent comme suit : ↑↓ ↑ ↑. Il y a deux orbitales avec des électrons célibataires. Il possède 2 électrons non appariés.
L'oxygène est l'élément qui possède exactement deux électrons non appariés.
Solution 16
Le soufre (S) a un numéro atomique Z=16. Sa configuration électronique à l'état fondamental est : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴.
Pour atteindre une configuration électronique stable, similaire à celle d'un gaz rare (octet complet dans la couche de valence), le soufre, étant dans le groupe 16, a tendance à gagner 2 électrons. En gagnant 2 électrons, il forme l'ion sulfure S²⁻.
La configuration électronique de l'ion S²⁻ devient alors : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶. Cette configuration est isoélectronique avec celle de l'argon (Ar, Z=18), un gaz rare.
Solution 17
Pour prédire la formule chimique d'un composé ionique, il faut déterminer la charge des ions que chaque élément a tendance à former.
- L'oxygène (O) est dans le groupe 16 (6 électrons de valence). Pour compléter son octet, il a besoin de gagner 2 électrons, formant ainsi l'ion oxyde O²⁻.
- Le sodium (Na) est dans le groupe 1 (1 électron de valence). Pour atteindre la configuration du gaz rare précédent (Néon), il a tendance à perdre 1 électron, formant ainsi l'ion sodium Na⁺.
Pour qu'un composé soit électriquement neutre, le nombre total de charges positives doit être égal au nombre total de charges négatives. Pour compenser la charge 2- de l'ion O²⁻, il faut deux ions Na⁺ (chaque Na⁺ ayant une charge 1+).
La formule chimique de l'oxyde de sodium est donc Na₂O.
Solution 18
L'électronégativité est une mesure de la capacité d'un atome à attirer les électrons dans une liaison chimique. Dans le tableau périodique, l'électronégativité :
- Augmente de gauche à droite le long d'une période (car la charge nucléaire effective augmente).
- Diminue de haut en bas le long d'un groupe (car le rayon atomique augmente et les électrons de valence sont plus éloignés du noyau).
Classons les éléments donnés :
- Sr (Strontium) : Période 5, Groupe 2. Il a une très faible électronégativité.
- Be (Béryllium) : Période 2, Groupe 2. Il est plus électronégatif que Sr car il est plus haut dans le même groupe.
- O (Oxygène) : Période 2, Groupe 16. Il est très électronégatif.
- F (Fluor) : Période 2, Groupe 17. C'est l'élément le plus électronégatif du tableau périodique (hors gaz rares).
L'ordre d'électronégativité croissante est : Sr < Be < O < F.
Solution 19
Le rayon atomique est la distance moyenne entre le noyau et la limite des orbitales électroniques externes. Dans le tableau périodique, le rayon atomique :
- Diminue de gauche à droite le long d'une période (car la charge nucléaire effective augmente, tirant les électrons plus près du noyau).
- Augmente de haut en bas le long d'un groupe (car de nouvelles couches électroniques sont ajoutées).
Classons les éléments donnés :
- Sr (Strontium) : Période 5, Groupe 2. C'est l'élément le plus bas et le plus à gauche parmi les quatre, il aura donc le plus grand rayon atomique.
- Be (Béryllium) : Période 2, Groupe 2. Il est plus haut que Sr dans le même groupe, donc son rayon est plus petit que Sr.
- O (Oxygène) : Période 2, Groupe 16. Il est dans la même période que Be mais plus à droite, donc son rayon est plus petit que Be.
- F (Fluor) : Période 2, Groupe 17. Il est dans la même période que Be et O, mais encore plus à droite, ce qui en fait l'atome le plus petit des quatre.
L'ordre de rayon atomique décroissant est donc : Sr > Be > O > F.
Foire Aux Questions (FAQ)
Qu'est-ce que l'énergie d'ionisation et comment varie-t-elle ?
L'énergie d'ionisation est l'énergie minimale requise pour arracher un électron à un atome ou un ion gazeux dans son état fondamental. Elle est toujours positive. Dans le tableau périodique, l'énergie d'ionisation augmente généralement de gauche à droite le long d'une période et diminue de haut en bas le long d'un groupe, en raison de l'augmentation de la charge nucléaire effective et de la distance entre le noyau et les électrons de valence.
Quelle est la différence entre électrons de cœur et électrons de valence ?
Les électrons de cœur sont les électrons des couches électroniques complètes les plus proches du noyau. Ils sont fortement liés et ne participent généralement pas aux réactions chimiques. Les électrons de valence sont les électrons de la dernière couche électronique (ou des sous-couches partiellement remplies). Ils sont les plus éloignés du noyau, les moins liés, et sont ceux qui participent aux liaisons chimiques, déterminant ainsi les propriétés chimiques de l'atome.
Comment la règle de Hund s'applique-t-elle au remplissage des orbitales ?
La règle de Hund stipule que lorsque des électrons occupent des orbitales de même énergie (c'est-à-dire dans la même sous-couche), ils tendent à occuper le maximum d'orbitales disponibles avec des spins parallèles avant de s'apparier. Cela minimise la répulsion entre les électrons et conduit à une configuration plus stable avec un spin total maximal.