Td am2 : classification periodique des elements








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date de publication01.07.2017
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Architecture de la matière

TD AM2 : CLASSIFICATION PERIODIQUE DES ELEMENTS

But du chapitre


  • Comprendre et connaître la structure de la classification périodique.

  • Donner la structure électronique d’un atome à partir de sa place dans la classification périodique et inversement ;

  • Savoir interpréter l’évolution de quelques grandeurs caractéristiques au sein de la classification périodique.

Plan prévisionnel du chapitre


TD AM2 : CLASSIFICATION PERIODIQUE DES ELEMENTS



Savoirs et savoir-faire


Ce qu’il faut savoir :

  • Définir les termes suivants : électronégativité, énergie d’ionisation, énergie d’attachement électronique, affinité électronique, élément de transition, famille, alcalin, alcalino-terreux, halogène, gaz noble.

  • Donner dans l’ordre les éléments des 3 premières périodes de la classification

  • Citer les halogènes dans l’ordre

  • Donner le sens d’évolution des grandeurs atomiques : affinité électronique, énergie de première ionisation, électronégativité.

  • Expliquer comment est construite la classification périodique (structure en blocs, …)

Ce qu’il faut savoir faire :

  • Déterminer la position dans la classification périodique des éléments à partir de la configuration électronique.

  • Déterminer la configuration électronique à partir de la position dans la classification périodique des éléments.

  • Justifier les inversions observées dans l’évolution de l’énergie de 1ère ionisation dans une ligne.



Erreurs à éviter/ conseils :

  • Il est fort utile de connaître le nombre de colonnes dans chaque bloc de la classification.

  • Une famille chimique est une colonne, pas une ligne !

Savez-vous votre cours ?


Lorsque vous avez étudié votre cours, vous devez pouvoir répondre rapidement aux questions suivantes :

  • Définir l’énergie de première ionisation d’un élément. Comment cette grandeur évolue-t-elle dans la classification périodique ?

  • Définir qualitativement l’électronégativité d’un élément. Comment évolue-t-elle dans la classification périodique ? Quel est l’élément le plus électronégatif ?

Applications du cours


Application 1 : Parcourons la classification périodique

Terminez les phrases suivantes :

Le début d'une période de numéro n coïncide avec celui du remplissage de la couche dont le nombre quantique principal vaut...

Le remplissage des sous-couches s s'effectue dans les colonnes...

Le remplissage des sous-couches p s'effectue dans les colonnes...

Le remplissage des sous-couches d s'effectue dans les colonnes...

Le remplissage des sous-couches f s'effectue dans les cases... à... et... à...

Les niveaux s et p d'une couche de nombre quantique principal n se remplissent au cours de la période numéro...

Le niveau d d'une couche de nombre quantique principal n se remplit au cours de la période de numéro...

Le niveau f d'une couche de nombre quantique principal n se remplit au cours de la période de numéro...

Application 2 : Configuration électronique et classification périodique

Déduire le numéro atomique et la configuration électronique des éléments suivants connaissant leur place dans la classification périodique des éléments :

• Oxygène : 2e période. 16e colonne

• Chlore : 3e période. 17e colonne

• Manganèse : 4e période. 7e colonne

• Baryum : 6e période, 2e colonne

• Cadmium : 5e période, 12e colonne

b. Connaissant leur configuration électronique, donner la place (période et colonne) des éléments suivants dans la classification périodique des éléments :

• Germanium Ge : [Ar]4s23d104p2

• Plomb Pb : [Xe]6s24f145d106p2

• Rubidium Rb : [Kr]5s1

c. Parmi tous les éléments cités plus haut, lesquels sont des éléments de transition.

d. Quel est le plus électronégatif de ces éléments ?

e. Quel est le moins électronégatif de ces éléments ?

g. Préciser la configuration électronique de l’ion le plus probable issu de O, Cl, Ba, Rb et celles des ions Mn2+ et Cd2+.

Application 3 : Energie de première ionisation

On donne les valeurs des énergies de première ionisation (exprimées en eV) des éléments de la troisième période :

Elément

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

Ei (eV)

5,14

7,65

5,99

8,15

10,49

10,39

12,97

15,74

Justifier brièvement l'évolution de ces valeurs : expliquer les particularités présentées par l'aluminium et le soufre.

Application 4 : Attachement et affinité électroniques

1°) Expliquer, à l'aide de leur structure électronique, pourquoi l'affinité électronique du soufre (Z =16) est inférieure à celle du chlore (Z = 17).

2°) Expliquer pourquoi les énergies d'attachement électronique du béryllium (Z = 4}, du magnésium (Z = 12) et du zinc (Z = 30) sont positives ou nulles.

3°) Interpréter le fait que dans une même période, les affinités électroniques des éléments de la colonne 17 sont toujours supérieures à celles de leurs homologues de la colonne 13.

4°) Choisir, en justifiant la réponse dans chaque cas, l'espèce dont l'énergie d'attachement électronique est la plus basse :

a) O ou F b) F ou Na c) O ou O- d) Na ou Ne e) Na ou Mg

Application 5 : Electronégativité

On donne les énergies de première ionisation et les énergies d 'attachement électronique des atomes de différents halogènes.

Halogène

Fluor

Chlore

Brome

Iode

Z

9

17

35

53

Ei (eV)

17,4

13,0

11,8

10,5

Energie de premier attachement électronique (eV)

- 3,3

- 4,0

- 3,8

- 3,4

1°) Rappeler la définition de l'électronégativité de Mulliken.

2°) Calculer, puis comparer les électronégativités de Mulliken de ces différents halogènes.

3°) Le résultat obtenu est-il en accord avec le sens d'évolution global de l'électronégativité dans une colonne de la classification ?

Exercices


Exercice 1 : Le soufre naturel

1°) Écrire la configuration électronique du soufre (Z = 16) dans son état fondamental.

2°) Le soufre naturel est principalement constitué de trois isotopes : 32S, 33S et 34S. Le soufre 32 est l'isotope le plus abondant, avec un pourcentage massique égal à 95,02 % dans le soufre naturel. On donne ci-dessous les masses molaires atomiques du soufre naturel et de ses différents isotopes. Déterminer les pourcentages massiques des deux isotopes 33 et 34.




Soufre naturel

32 S

33S

34 S

Masse molaire (g-mol-1)

32,0660

31,9721

32,9715

33,9679

Exercice 2 : Le soufre naturel

Un atome X possède la structure électronique ls2 2s2 2p6 3s2 3p2 dans l'état fondamental.

1°) Quelle est la position de l'élément X dans la classification périodique ?

2°) Donner la configuration électronique de l'élément Y situé juste au-dessous de X dans la classification périodique.

3°) Comparer l'énergie de première ionisation de X et Y, en justifiant.

4°) Comparer l'énergie de première ionisation de X à celle de l'élément Z qui le suit dans la classification périodique, en justifiant.
Exercice 3 : Notion de famille

  1. Donner la configuration électronique du lithium, du sodium et du potassium. Montrer que ces éléments appartiennent à une même famille, et la nommer.

  2. On a déterminé les énergies de première et de deuxième ionisation Ei1 et EI2 des quatre premiers éléments de la famille étudiée. Les valeurs mesurées sont les suivantes (en kJ.mol-1):




Li

Na

K

Rb

Ei1

520

496

419

403

EI2

7298

4562

3051

2632

a) Exprimer l'énergie de première ionisation du lithium en eV (donc par atome).

b) Expliquer l'évolution des énergies de première ionisation au sein de la famille.
c) Expliquer la différence d'énergie observée entre Ei1 et EI2.

3. Le césium appartient à la même famille que les éléments ci-dessus. Il est situé dans la sixième période de la classification périodique. En déduire sa structure électronique et son numéro atomique.

Données: ZLi =3 : ZNa = 11 ; ZK = 19 ; NA =6,02.1023 mol-1.

Exercice 4 : Caractère réducteur du lithium

1. Le lithium possède un caractère fortement réducteur.

a) Écrire la configuration électronique du lithium dans l'étal fondamental.

b) A quel ion stable peut conduire le lithium ?

c) Justifier le caractère fortement réducteur du lithium,

2. La combustion du lithium dans le dioxygène conduit à l'oxyde de lithium.

a) Donner la formule de l'oxyde de lithium et écrire l'équation de la réaction de combustion du lithium.

b) Cet oxyde possède-t-il un caractère ionique ou covalent ? Justifier.

3. Le lithium réagit avec le diazote gazeux pour conduire au nitrure de lithium, contenant l'ion

nitrure N 3-. Donner la formule du nitrure de lithium et écrire l'équation de sa formation.

4. Le caractère réducteur du lithium peut être mis en évidence en faisant réagir le lithium sur l'eau. Écrire l'équation de la réaction du lithium sur l'eau, sachant que la solution obtenue est basique et qu'on observe un dégagement gazeux de dihydrogène.

Données : ZLi = 3 ; électronégativité dans l'échelle de Pauling : χ(Li) = 0.98 ; χ(O) = 3,44.

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