II. La mesure en chimie

Objectifs

L’objectif est de montrer comment la chimie permet d’accéder à la détermination de concentrations ou de quantité de matière d’espèces chimiques données (solides, liquides et gazeuses). Pour ce faire, l’élève est sensibilisé, à partir de quelques exemples pris dans la vie courante, à la nécessité de disposer de différentes techniques de mesure et d’être capable d’en choisir une selon l’objectif recherché.

L'élève est amené à utiliser des grandeurs physiques liées aux quantités de matière, d'une part pour la préparation de solutions électrolytiques et d'autre part pour le suivi de transformations chimiques. A l’issue de cette partie, il doit être capable d’établir un bilan de matière, en appliquant la méthode proposée en classe de Seconde.

La détermination des concentrations est d’abord réalisée par une méthode directe d’étalonnage, sans intervention d’écriture de réaction chimique (analyses non destructives) ; deux méthodes de mesure sont proposées : la conductimétrie (méthode électrique) et la spectrophotométrie (méthode optique) parce qu’elles mettent en jeu, dans certaines limites de concentration, des grandeurs physiques (conductance et absorbance) proportionnelles aux concentrations.

Lorsqu’on ne peut pas procéder par étalonnage, les quantités de matière sont déterminées à partir de dosages utilisant la réaction chimique (analyses destructives).

Les réactions chimiques de dosage que l’on aborde en classe de Première sont des réactions mettant en jeu des transferts de protons (réactions acido-basiques) ou d’électrons (réactions d’oxydo-réduction).

Tout au long de l’année, l’élève est éduqué à la connaissance du danger, à la protection de l’environnement et à acquérir un comportement responsable, en particulier au laboratoire de chimie.

1. Pourquoi mesurer des quantités de matière ?

Exemples d’activités

Contenus

Connaissances et savoir-faire exigibles

Faire émerger la nécessité de la mesure à partir d’exemples : analyse de l’eau d’une ville, de l’eau d’une piscine (pH, chlore actif à l’aide d’une échelle de teintes, conductimétrie, etc.), analyse biologique (par exemple : dosage du glucose et du cholestérol dans le sang par spectrophotométrie, etc.)

A partir d’exemples pris dans la vie courante, montrer la nécessité de disposer de différentes techniques de mesure et sensibiliser au choix d’une technique en fonction d’un objectif.

 

2. Grandeurs physiques liées aux quantités de matière

Objectifs

Cette partie est une reprise et un prolongement de la troisième partie du programme de la classe de Seconde sur les transformations chimiques. Les connaissances des élèves sur l’utilisation des grandeurs physiques liées aux quantités de matière, ainsi que les activités expérimentales correspondantes, sont réinvesties, puis prolongées ; en effet, alors que le programme se limitait aux espèces moléculaires en solution, les élèves abordent maintenant l’étude des solutions électrolytiques impliquant la solvatation des ions et le calcul des concentrations molaires de ces ions. Le bilan de matière est présenté, selon la méthode proposée pour la classe de Seconde : en s’appuyant sur les activités expérimentales, construction d’un tableau descriptif de l’évolution du système au cours de la transformation utilisant la notion d’avancement (rappelons qu’en classe de Seconde, il n’y avait pas de compétence exigible sur cette partie).

 

 

Exemples d’activités

Contenus

Connaissances et savoir-faire exigibles

A partir d’une expérience, établir un bilan de matière. Réinvestir les acquis de seconde concernant l’emploi du matériel de laboratoire et les précautions d’utilisation concernant les " produits ".

 

 

 

 

 

 

 

 

Expérience de cours : mise en solution de solides, de liquides et de gaz (expérience du jet d’eau) et mise en évidence des ions par des tests chimiques.

Préparation de solutions ioniques de concentrations données à partir de solides ioniques ou de solutions concentrées.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Effectuer une transformation chimique au cours de laquelle se forme un produit à l’état gazeux. Effectuer, chaque fois que possible, un test de reconnaissance des réactifs et des produits de la réaction.

Mesurer le volume du gaz (à pression constante) ou la pression de ce gaz (à volume constant).

Utiliser un manomètre absolu ou relatif pour mesurer la variation de pression au cours de la transformation.

Calculer des quantités de matière gazeuse.

2.1. Les grandeurs physiques : masse, volume, pression

Grandeurs physiques liées aux quantités de matière solide ou liquide (masse, volume), et gazeuse (volume, masse, pression).

Volume molaire d’un gaz à pression et température connues.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

2.2. Les solutions électrolytiques

Obtention d’une solution électrolytique par dissolution de solides ioniques, de liquides et de gaz.

Concentration d’une solution, concentration des espèces ioniques dissoutes.

Solvatation des ions : interaction coulombienne entre espèces ioniques dissoutes et eau.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

2.3. Le suivi d’une transformation chimique

Tableau descriptif de l’évolution d’un système au cours d’une transformation chimique : avancement, bilan de matière (se référer à la partie III du programme de chimie de la classe de Seconde).

Choisir le matériel de laboratoire en fonction d’un objectif et l’utiliser correctement.

Connaître les dangers des " produits "

utilisés. Etre capable d’identifier sur l’étiquette d’un flacon les phrases de risque et de sécurité et en déduire la conduite à tenir en cas d’accident.

Connaître l’équation des gaz parfaits : pV = nRT et l’utiliser pour déterminer une quantité de matière (n), connaissant les autres facteurs (p, V et T).

Déterminer la quantité de matière d’un solide à partir de sa masse et celle d’un soluté en solution à partir de sa concentration molaire et du volume de la solution.

Ecrire la réaction associée à la dissolution dans l’eau :

- d’un solide ionique :

NaCl (s) Na+ (aq) + Cl (aq)

- d’un liquide :

HNO3 (l) H+(aq) + NO (aq)

H2SO4 (l) 2H+(aq) + SO(aq)

- d’un gaz :

HCl (g) H+(aq) + Cl-(aq)

Savoir que les ions en solution sont solvatés.

Déterminer la concentration des ions à partir des quantités de matière apportées et du volume de solution.

Distinguer la concentration molaire de soluté apporté, notée c, de la concentration effective des espèces dissoutes, notée [X].

écrire l’équation de réactions chimiques.

Décrire l’évolution des quantités de matière dans un système chimique au cours d’une transformation en fonction de l’avancement de réaction.

Déterminer le réactif limitant connaissant l’équation de la réaction et les quantités initiales des réactifs.

Prévoir le volume final (à p constante) et la pression finale (à V constant) d’un système produisant une quantité de matière n d’un gaz à température constante.

Commentaires

Dès le premier TP, l’accent est mis sur la sécurité et la protection de l’environnement et l’acquisition d’habitudes correctes de travail au laboratoire autant dans l’utilisation du matériel et des produits que dans le comportement : rigueur, autonomie, etc.; (on peut consulter dans le document d’accompagnement de la classe de Seconde la partie : Sécurité au laboratoire de chimie).

L’enseignant précise les notations d’écriture :

- un proton solvaté peut s’écrire : H+, H3O+ (appelé ion hydronium) ou H3O+(aq) ; selon l’objectif, l’élève est amené à utiliser l’une ou l’autre de ces notations,

- une solution aqueuse de chlorure de sodium est notée Na+(aq) + Cl-(aq) ; une solution de sulfate de potassium est notée : 2K+(aq) + SO42-(aq). Par souci de simplification, on admettra : Na+ + Cl- (ou 2K+ + SO42-), mais en aucun cas : NaCl (ou K2SO4). L'enseignant signale que la notation : Na+, Cl- est également utilisée (en particulier en SVT).

D’une manière générale, l’enseignant est attentif à écrire et faire préciser l’état physique des espèces étudiées.

Il est pratique de distinguer la concentration molaire de soluté apporté dans une solution et la concentration effective des espèces présentes en solution. Dans une solution aqueuse de chlorure de sodium de concentration molaire c = 0,1 mol.L-1 , les concentrations molaires en ions Na+ : [Na+], et en ions Cl- : [Cl-], sont respectivement égales à 0,1 mol.L-1. Ecrire : [NaCl]initial pour désigner c ne convient pas. La notation c se réfère à ce qui a été introduit (ou apporté) dans la solution, la notation [X] se réfère à ce qui est effectivement présent dans la solution.

Les situations plus délicates où la mise en solution aqueuse s’accompagne d’une transformation chimique qui n’est pas totale, (par exemple, les concentrations molaires en ions acétate et en protons différent de la concentration apportée d’acide acétique), seront vues en Terminale.

Les manipulations proposées et leur exploitation ont pour objectif d'aider à établir un bilan de matière.

L’une des réactions chimiques les plus classiques conduisant à un produit gazeux est la réaction de la solution d’acide chlorhydrique sur le magnésium. Elle peut donner l’occasion aux élèves, dans une même séance de travaux pratiques, de mesurer des quantités de matière solide, liquide et gazeuse par des méthodes physiques variées. Elle peut être conduite à volume constant ou à pression constante en fonction du matériel dont dispose l’enseignant ; les deux méthodes peuvent aussi être pratiquées simultanément par groupes d’élèves.

La quantité de matière de dihydrogène formé est calculée à partir de l’équation chimique et comparée à celle que donnent les mesures effectuées à volume constant (avec un manomètre relatif) ou à pression constante (avec une éprouvette graduée), en utilisant l’équation des gaz parfaits.

 

3. Comment déterminer des quantités de matière en solution à l’aide de mesures physiques ?

Exemples d’activités

Contenus

Connaissances et savoir-faire exigibles

Réaliser un montage électrique avec GBF, ampèremètre, voltmètre et cellule de conductimétrie.

Préparer des solutions ioniques de différentes concentrations et tracer les courbes d’étalonnage G = f(c) de solutions d’électrolytes courants (à partir de NaOH, KOH, HCl, NH4Cl, NaCl).

Déduire de ces courbes une échelle relative des conductivités molaires ioniques de quelques ions. Utiliser ces courbes pour déterminer la concentration d’une solution.

 

 

3.1. Conductimétrie

a) Conductance d’une solution ionique

Méthode de mesure de la conductance.

Relation d’étalonnage G = f(c)

b) Conductivité d’une solution ionique

Conductivité molaire ionique, l i.

Tableau de conductivité molaire ionique des ions les plus courants. Comparaison des conductivités molaires ioniques des ions H+(aq) et OH-(aq) à celles d’autres ions.

Expression de la conductivité d’une solution de composition connue :

s = l i ci

Additivité des conductivités.

Relation entre la charge et la solvatation d’un ion et sa conductivité molaire ionique.

Réaliser une gamme de solutions de différentes concentrations à partir d’une solution mère et tracer la courbe d’étalonnage G = f(c). Exploiter cette courbe pour déterminer la concentration d’une solution.

établir la relation qui existe entre la conductivité d’une solution peu concentrée, les conductivités molaires ioniques des ions présents et leurs concentrations molaires.

Interpréter les résultats de mesures de conductance de plusieurs solutions de même concentration et possédant un ion commun.

Commentaires

La conductance de la solution d’un composé ionique est proportionnelle à sa concentration molaire tant que cette concentration n’excède pas une valeur de l’ordre de 10-2 mol.L-1. Cette propriété plus accessible à la compréhension des élèves que d’autres grandeurs plus complexes liées à la concentration (pH, potentiel d’oxydoréduction, etc.) est utilisée pour déterminer des concentrations inconnues à l’aide de courbes d’étalonnage. Cette méthode consiste à tracer une courbe G = f(c) en utilisant des solutions de composition et de concentration connues, d’en tirer éventuellement une loi mathématique, et d’en déduire une concentration inconnue par interpolation ou par calcul. L’enseignant fait remarquer que cette méthode, pour être valable, suppose que les mesures sont toujours faites dans les mêmes conditions physiques (température, état de surface de la cellule de conductimétrie).

On se limite à des solutions électrolytiques comparables de type : M+ (aq) + X- (aq), écrit aussi : M+ + X-.

Dans la formule : s = l i ci, les unités utilisées sont celles du SI : c en mol.m-3, l i en S.m2.mol-1, s en S.m-1. Les l i sont assimilés aux (en raison des valeurs données dans les tables).

Il n’est pas fait allusion à la mobilité des ions mais il est possible de faire remarquer que la conductivité molaire ionique dépend de la charge et de la taille de l’ion en tenant compte de la solvatation. En lien avec l’étude de solutions électrolytiques et de leur solvatation, cette notion et le rôle des molécules du solvant sont suggérés pour expliquer certains paradoxes que pourraient constater les élèves dans les tables de conductivités molaires ioniques.

Cette partie du cours peut être utilisée par l’enseignant pour discuter de notions telles que chiffres significatifs, moyenne des résultats, erreurs absolues et relatives.

Exemples d’activités

Contenus

Connaissances et savoir-faire exigibles

A l’aide d’un rétroprojecteur mettre en évidence la transmittance et introduire l’absorbance d’une solution colorée. Montrer qu’elles dépendent de la longueur d’onde, de la largeur de la cuve et de la concentration. Montrer qualitativement l’additivité des absorbances et interpréter les spectres de mélanges de colorants (sirop de menthe par exemple).

Réaliser une échelle de teintes de solutions colorées (bleu de méthylène, permanganate de potassium, etc.) et tracer la courbe d’étalonnage A = f(c)), à grandeurs d’influence fixées.

Utiliser une courbe d’étalonnage pour déterminer la concentration d’une solution (solutions pharmaceutiques par exemple).

Utilisation des TICE.

3.2. Spectrophotométrie et colorimétrie

Expériences sur l’absorption de la lumière par un corps transparent coloré :

- couleur d’une solution éclairée en lumière blanche et en lumière monochromatique,

- absorption de lumière et synthèse soustractive ; couleur complémentaire,

- définition de la transmittance d’une solution colorée et de l’absorbance d’une solution,

- spectre d’absorption d’une solution.

Principe des spectrophotomètres et des colorimètres.

Etalonnage d’une échelle de teintes : A = f(c).

Importance des grandeurs d’influence : longueur d’onde, largeur de cuve.

Relation entre absorbance et concentration molaire. Loi de Beer-Lambert.

Additivité des absorbances.

Utiliser le spectre d’absorption d’une solution colorée pour choisir la source à utiliser en colorimétrie et la longueur d’onde en spectrophotométrie.

Réaliser une échelle de teintes de solutions colorées de différentes concentrations et tracer la courbe d’étalonnage : A = f(c).

Exploiter la courbe d’étalonnage : A = f(c) pour déterminer la concentration d’une solution.

Connaître l’expression de la loi de Beer-Lambert.

Savoir que les absorbances sont additives (et non les transmittances).

Commentaires

Les notions de transmittance, spectre d’absorption, synthèse soustractive, couleurs complémentaires sont introduites expérimentalement, en cours, à l’aide d’un rétroprojecteur. Il est essentiel que l’élève comprenne qu’en spectrophotométrie ou en colorimétrie, il est nécessaire d’éclairer la solution colorée par une source de lumière monochromatique (ou de très faible bande passante) dont la longueur d’onde est proche du (ou de l’un) des pics d’absorption de la solution (on pourra s’inspirer des manipulations du précédent programme d’option). Le caractère spectaculaire de ces expériences n’est pas à négliger pour attiser la curiosité des élèves.

L’absorbance de la solution d’un composé coloré est, le plus souvent, proportionnelle à sa concentration tant que cette concentration n’excède pas une certaine valeur. Il est possible, comme le permettait la conductance, de tracer des courbes d’étalonnage et les utiliser pour doser des espèces dissoutes colorées en solution.

Il n’est pas nécessaire de disposer de spectrophotomètres pour réaliser les courbes d’étalonnage : un colorimètre à filtres ou à diodes électroluminescentes R, V, B, possédant un réglage de puissance ou un amplificateur, convient parfaitement et est d’un coût moins élevé qu’un spectrophotomètre.

Cette partie du cours peut aussi être utilisée par l’enseignant pour discuter de notions telles que chiffres significatifs, moyenne des résultats, erreurs absolues et relatives.

 

4. Comment déterminer des quantités de matière en solution à l’aide de la réaction chimique ?

Objectifs

Dans cette partie l’objectif est le dosage, centré sur l’acquisition de la compréhension de la notion d’équivalence. Les réactions chimiques proposées prises dans les domaines de l’acido-basicité et de l’oxydo-réduction servent de support à ces dosages. La réaction chimique s’écrit encore, comme en classe de Seconde, avec pour symbolisme la simple flèche à . L’enseignant continue de proposer un tableau, pour décrire et analyser l’évolution du système.

Par ailleurs, l’enseignant prend soin de redire aux élèves (en référence à la première partie) que les transformations chimiques impliquent toutes des transferts entre espèces chimiques contenues dans un système. L’étude des réactions chimiques associées à de nombreuses transformations ont, au cours de l’histoire, amené les chimistes à proposé des classifications pour ces réactions. Ainsi les réactions acido-basiques, au sens de Bronsted, impliquent des transferts de protons entre espèces et les réactions d’oxydo-réduction des transferts d’électrons.

Ces réactions chimiques ne présentent pas de difficultés d’écriture dans le cas des réactions acido-basiques ; concernant les réactions d’oxydo-réduction, l’écriture devient vite délicate. Afin d’ajuster les nombres stśchiométriques une méthode, impliquant un formalisme d’écriture, est proposée aux élèves. La seule exigence est un savoir-faire pour écrire correctement ces équations.

Exemples d’activités

Contenus

Connaissances et savoir faire exigibles

Montrer le passage réciproque de l’acide à la base et caractériser l’acide ou la base formé(e).

Acides et bases contenus dans des produits de la vie courante : vinaigre, détartrant, déboucheur de canalisations, etc.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Montrer le passage réciproque de l’oxydant au réducteur et caractériser l’oxydant ou le réducteur formé.

Oxydants et réducteurs contenus dans des produits de la vie courante : eau de Javel, eau oxygénée, dioxyde de soufre, acide ascorbique, etc.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Dosage par conductimétrie d’un vinaigre (ou d’un détartrant) par une solution de soude ou d’un déboucheur d’évier par une solution d’acide chlorhydrique, etc. Dosage des ions fer(II) par les ions permanganate en milieu acide, ou du diiode par les ions thiosulfate, etc.

4.1. Réactions acido-basiques

Exemples de réactions acido-basiques comme réactions impliquant des transferts de protons entre l’acide d’un couple acide/base et la base d’un autre couple acide /base.

A partir de l’écriture de chacune des réactions, faire émerger la définition d’un acide et d’une base au sens de Brönsted.

Quelques acides et bases usuels.

Couple acide/base.

Couples de l’eau : H3O+(aq)/H2O ; H2O/OH-(aq).

L’eau est un ampholyte.

4.2. Réactions d’oxydo-réduction

Exemples de réactions d’oxydoréduction comme réactions impliquant des transferts d’électrons, selon une progression de complexité croissante (pour commencer, introduire par exemple deux couples cation métallique/métal).

A partir de l’écriture de chacune des réactions, faire émerger, dans des cas simples, la définition d’un oxydant, d’un réducteur.

Couple oxydant/réducteur.

Mise en évidence, dans des cas plus complexes, de la nécessité d’une méthode et d’un formalisme pour écrire l’équation d’une réaction d’oxydoréduction.

Référence au tableau périodique pour illustrer des réducteurs (les métaux) et des oxydants parmi les non métaux (dihalogènes et dioxygène).

 

 

 

 

 

4.3. Dosages (ou titrages) directs :

la réaction chimique comme outil de détermination des quantités de matière.

Utilisation d’un tableau décrivant l’évolution du système au cours du dosage.

Equivalence du dosage.

Connaître et savoir écrire la formule chimique d’acides et de bases usuels :

- solution d’acide chlorhydrique, d’acide nitrique, d’acide sulfurique et de dioxyde de carbone (noté CO2, H2O),

- solution d’hydroxyde de sodium, d’hydroxyde de potassium, d’ammoniaque, de carbonate de sodium et d’hydrogénocarbonate de sodium.

Savoir écrire l’équation d’une réaction acido-basique.

 

 

 

 

 

Identifier dans un couple oxydant/réducteur l’oxydant et le réducteur de quelques couples :

- H+ (aq)/H2 (g),

- cation métallique/métal Mn+(aq)/M(s),

- Fe3+ (aq)/Fe2+ (aq),

- MnO(aq) /Mn2+ (aq),

- I2 (aq)/I- (aq),

- S4O(aq) /S2O(aq)

Utiliser une méthode et un formalisme pour écrire l’équation de réactions d’oxydo-réduction.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Décrire l’évolution du système au cours de la transformation à différents moments du dosage en utilisant l’avancement. En déduire la quantité de matière du réactif dosé en estimant la précision du dosage (justification du nombre de chiffres significatifs employés).

Commentaires

Dans la perspective d’une vision unifiante de la physique et de la chimie, l’enseignant rappelle aux élèves que lors de l’étude des " charges fixes, charges mobiles " (partie I.2), il a été dit que les transformations chimiques correspondent à des transferts de particules et que les chimistes établissent une typologie selon les particules transférées : protons pour les réactions acido-basiques, électrons pour les réactions d’oxydo-réduction. Il s’attache, tout au long de cette partie, à faire le parallèle entre les deux types de réactions.

Dans les exemples choisis pour illustrer les réactions acido-basiques et les réactions d’oxydo-réduction, les réactions doivent être " totales " afin d’être parfaitement traduites par le symbolisme de la simple flèche ® . C’est de ces exemples, lors de l’écriture des réactions acido-basiques qu’émerge la définition d’un acide ou d’une base au sens de Brönsted et que le couple acide/base est introduit. Il en est de même pour les réactions d’oxydo-réduction et le couple oxydant/réducteur (les deux concepts: couple acide/base et couple oxydant/réducteur, étant unifiés à travers le concept plus général de transfert de particules).

Le passage réciproque de l’acide à la base en caractérisant l’acide ou la base formé(e) est montré à l’aide de couples acide/base tels que :

D’autres exemples de couples acide/base seront introduits à travers l’étude des groupes fonctionnels organiques.

Concernant les réactions d’oxydo-réduction, la même démarche est employée ; les exemples doivent être soigneusement choisis selon une progression. Sur un exemple simple, par exemple cation métallique/métal, il est possible de faire émerger que les transferts de particules sont des transferts d’électrons (un ou plusieurs électrons).

L’enseignant est vigilant sur les notations et insiste sur le fait que les protons en solution aqueuse sont solvatés et que les électrons n’existent pas à l’état libre en solution aqueuse.

Les différentes notations proposées concernant les protons solvatés, les solutions aqueuses d’acides, ou de bases, les solutions électrolytiques ont été vues lors de l’étude des solutions électrolytiques (partie II.1).

Un lien est fait avec le programme de SVT en mentionnant des couples redox tels que : NAD+/NADH, O2/H2O, Pyruvate/Lactate, etc.

La notion de " force " d’un oxydant ou d’un réducteur, d’un acide ou d’une base, la notion de polyacides ou de polybases ne sont pas abordées en classe de Première.

Une méthode, impliquent un formalisme, est proposée :

le couple acide/base est défini par l’écriture formelle : acide = base + H+,

le couple oxydant/réducteur est défini par : oxydant + ne- = réducteur.

Ce formalisme fait appel au signe = dans chaque demi-équation acido-basique ou d’oxydo-réduction concernant un couple donné.

La méthode proposée pour écrire l’équation d’une réaction d’oxydo-réduction se décompose en :

Une méthode similaire peut être employée pour l'écriture d'une réaction acido-basique.

Il y a lieu de bien faire remarquer aux élèves que lors d’un dosage, à chaque ajout de réactif titrant, l’avancement atteint dans l’état final est maximal et ce jusqu’à une valeur limite xeq quand tout le réactif titré a disparu : c’est l’équivalence.

Cette partie convient particulièrement pour réinvestir les comportements de sécurité et de protection de l'environnement à partir des manipulations et des lectures d'étiquettes des "produits" utilisés.

III - La cohésion de la matière

et les aspects énergétiques de ses transformations

Objectifs

Dans cette partie est proposée à l’élève, à nouveau, une vision unifiante de la physique et de la chimie concernant les diverses transformations de la matière, les aspects énergétiques et les effets thermiques associés. En physique, l’interaction forte nécessaire à la cohésion du noyau est traduite en termes d’énergie de liaison, ce qui permet d’introduire les deux grands types de réactions nucléaires : fusion et fission, ainsi que leurs aspects énergétiques. La même démarche est employée en chimie pour l’étude de la molécule et des assemblages de molécules. Les progressions utilisées, en physique et en chimie, en ce qui concerne la cohésion et les transformations de la matière sont les mêmes.

L’enseignant peut choisir  :

Quelle que soit la progression choisie, l’objectif est, dans les deux situations suggérées, d’établir une comparaison entre noyaux, molécules et assemblages de molécules et de situer les ordres de grandeur des valeurs de l’énergie associée à leur transformations.

La cohésion de la matière " à l’échelle de la chimie "

Exemples d’activités

Contenus

Connaissances et savoir faire exigibles

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Observation d’effets thermiques associés à des transformations chimiques (combustion, réactions acido-basiques ou rédox ou de dissolution) et à des changements d’état.

Détermination, par comparaison, d’une énergie libérée au cours d’une réaction de combustion ou transférée au cours d’un changement d’état.

Applications dans la vie quotidienne des effets thermiques associés aux réactions chimiques et aux changements d’état.

1. La cohésion de la matière

La molécule : assemblage d’atomes ; énergie de liaison (intramoléculaire), DAB d’une liaison AB.

Les assemblages de molécules : le solide et le liquide comparés au gaz ( distance et interaction entre les molécules, de l’ordre au désordre)

2. Les transformations de la matière : aspects énergétiques et effets ther-miques associés

Réactions chimiques.

Changements d’état.

Connaître la définition de l’énergie de liaison DAB.

Savoir que, l’énergie d’interaction entre les molécules est environ 10 fois plus faible que l’énergie de liaison.

 

 

 

 

 

Pour une réaction de combustion, mettant en jeu des espèces chimiques à l’état gazeux, déterminer l’énergie libérée, D E, pour une mole de combustible à partir des énergies de liaison.

 

Commentaires

L’énergie de liaison, DAB, est définie comme l’énergie à apporter pour effectuer la réaction : AB(g) ® A(g) + B(g) et rapportée à une mole d’espèce AB(g) ; l’unité de l’énergie de liaison est J. mol-1. Les valeurs des énergies de liaison trouvées dans les tables usuelles sont le plus souvent des énergie moyennes de liaison.

Des modèles moléculaires pourront être proposés pour illustrer la notion d’ordre à l’état solide. Il ne s’agit pas de développer une description approfondie des trois états physiques mais seulement de donner quelques idées sur la comparaison des distances entre les molécules et d’associer ces distances aux interactions entre les molécules dans ces trois états.

La limitation à la réaction de combustion d’espèces chimiques à l’état gazeux, quant aux calculs relatifs aux énergies de liaison, se justifie par l’intervention, dans tous les autres cas, d’autres types d’énergie (chaleur latente, énergie d’interaction…) dont la définition n’est pas introduite à ce niveau.

La détermination expérimentale d’une énergie libérée au cours d’une réaction de combustion sera faite par comparaison à l’énergie dégagée par effet Joule pour chauffer de manière identique la même quantité d’eau. La même démarche sera utilisée pour la détermination de l’énergie échangée au cours d’un changement d’état. L’objectif est de comparer une énergie de combustion à celle mise en jeu au cours du changement d’état d’une mole d’espèce chimique. Il ne s’agit, en aucune façon, de faire de la calorimétrie classique.

 

 

IV - Période citoyenne :

Les choix énergétiques et leurs enjeux ;

les sources d’énergie, le traitement des déchets

Objectifs 

Les enseignements de physique et de chimie doivent permettre de développer chez les élèves une véritable culture scientifique. L’objectif est de leur faire acquérir des éléments de réflexion pour comprendre par exemple les choix énergétiques d’une nation ; à travers le traitement des déchets, les élèves prennent conscience des problèmes de pollution (déchets radioactifs, combustions de carburant, etc.). C’est l’occasion de renforcer l’éducation des élèves à la prise en compte de la sécurité et à l’évaluation des risques. Des notions vues précédemment peuvent être réinvesties, en particulier celles concernant l’étude de la cohésion de la matière (partie III). Cette période citoyenne met les élèves en situation de questionnement et de recherche au sujet de quelques grands sujets de société, tout en donnant à l’enseignant une grande liberté pédagogique dans ses choix.

Exemples d’activités

Contenus

Connaissances et savoir-faire exigibles

 

Recherche sur les différents types de rayonnement, sur leurs dangers et sur la protection.

Recherche sur les conséquences des combustions sur l’environnement

Utilisation de courbes permettant de déterminer la période d’un élément radioactif.

1. Applications des effets ther-miques liés à la réorganisation de la matière

- Pour la production du courant électrique : fission et centrale thermique nucléaire ; combustions et centrales thermiques à flamme.

- Dans les transports :

carburants et moteurs à explosion.

2. Le traitement des déchets

 

 

 

Comparer les puissances mises en jeu, les produits formés et les risques des centrales thermiques à flammes et des centrales thermiques nucléaires

Commentaires

Bien qu’il semble souhaitable que cette dernière partie forme un " bloc " de deux semaines, une répartition au cours de l’année scolaire peut être envisagée, au fur et à mesure de la mise en place des connaissances.

Cette partie doit permettre à l’élève de s’ouvrir sur le monde qui l’entoure. De nombreuses activités peuvent être proposées par l’enseignant. Le choix de ces activités sera réalisé selon les possibilités locales (visites d’usine, de centrales, de centres de traitement des déchets, etc.) et les ressources existantes (vidéo, cédéroms, etc.).

 

V - La chimie créatrice

Objectifs

Une approche expérimentale complétée par un travail documentaire introduisent à la lecture de la " formule chimique " d’une molécule organique en faisant émerger l’importance du squelette carboné et la notion de groupe fonctionnel. L’enseignant montre, et l’élève découvre, qu’une formule a du sens pour un chimiste, qu’elle évoque des propriétés physiques et chimiques, qu’elle est un outil qui lui permet de rationaliser et de prévoir le comportement des molécules.

La démarche consiste ensuite à développer la lecture des squelettes carbonés en montrant leur diversité, leur influence sur les propriétés physiques des molécules et de présenter quelques applications industrielles.

Enfin, dans cette partie l’objectif est d’initier à la réactivité des molécules abordée sous l’angle d’une modification structurale : modification du squelette carboné et passage d’un groupe fonctionnel à un autre, et sous l’angle d’une illustration d’un champ de réactivité pour un groupe fonctionnel donné, en l’occurrence les alcools.

Les synthèses effectuées au laboratoire illustrent ces deux derniers aspects, et font mettre en śuvre les techniques de base d’un laboratoire de chimie. Elles amènent à préciser à nouveau les règles de sécurité et de protection de l’environnement.

Chaque fois que possible des applications industrielles sont présentées.

Le nombre et la diversité des molécules, la richesse de leurs applications mettent en évidence que la chimie est créatrice d’espèces nouvelles. Cette partie du programme permet aussi à l'élève d'élargir sa culture scientifique.

1. La chimie organique : de sa naissance à son omniprésence dans le quotidien

Exemples d’activités

Contenus

Connaissances et savoir-faire exigibles

Recherche documentaire sur l’histoire de la chimie organique, son importance économique aujourd’hui.

Faire émerger, par un travail sur tableaux, qu’une espèce organique contient toujours les éléments C et H en proportions importantes, et souvent les éléments O et N.

Définir la chimie organique.

A partir d’études documentaires, mise en évidence de la quantité et de la diversité des molécules en chimie organique : nombre de molécules, nombre d’espèces organiques synthétisées chaque année, etc.

1.1. Quelques dates dans l’histoire de la chimie organique

1.2. Qu’est-ce que la chimie organique ?

Définition

Ressources naturelles : photosynthèse et hydrocarbures fossiles.

1.3. Le carbone élément de base de la chimie organique

Comment le carbone établit des liaisons avec d’autres atomes ? (rappels des règles du " duet " et de l’octet).

 

1.4. L’omniprésence de la chimie organique

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

A l’aide des règles du " duet " et de l’octet, établir le type de liaisons que peut établir un atome de carbone avec ses atomes voisins.

Commentaires

L’esprit de cette partie est de montrer, en réinvestissant le programme de la classe de Seconde (en particulier la première partie), l’importance de la chimie de synthèse (l’homme copie la nature et crée des espèces chimiques nouvelles).

La présentation sur l'histoire de la chimie organique et la recherche documentaire correspondante se prête particulièrement bien à des entrées historiques (tout comme le programme de la classe de Seconde y incitait), par exemple sur la théorie de la force vitale, sur l'histoire de la détermination de la formule et de la structure du benzène, sur la croissance vertigineuse de la chimie organique après 1827 (date à laquelle F. Wöhler effectue la synthèse de l’urée) grâce à la synthèse de nouvelles molécules (colorants, médicaments, parfums synthétiques, etc.) par des chimistes comme J. Liebig, J.B. Dumas, M. Berthelot, A.W. Hofmann, W.H. Perkin , A.Von Baeyer ou E. Fischer, par exemple.

Pour montrer les différentes liaisons que le carbone peut établir, on procède comme en classe de Seconde, en écrivant les représentations de Lewis des molécules (et non ceux des atomes) en appliquant les règles du " duet " et de l'octet. Ces représentations permettent d’identifier les liaisons simple, double et triple et de préciser leur orientation dans l’espace.

 

 

 

2. Apprendre à lire une " formule chimique "

Exemples d’activités

Contenus

Connaissances et savoir-faire exigibles

TP découverte : émergence de l’importance du squelette carboné et du groupe fonctionnel et de leur influence sur les propriétés physiques et chimiques.

Travail documentaire de sensibilisation aux différentes représentations de molécules (y compris des grosses molécules biologiques en lien avec le programme de SVT) faisant apparaître différents types de squelettes et faisant émerger la notion de groupe fonctionnel.

Eléments de nomenclature, isomérie, modèles moléculaires et logiciels de simulation.

Concernant la nomenclature et l’isomérie, on se limite aux alcanes comportant une chaîne de 6 atomes de carbone maximum.

Importance de la modification du squelette carboné ; application aux carburants et aux polymères.

 

 

 

Synthèses permettant de réinvestir et d’acquérir des techniques expérimen-tales au laboratoire et d’illustrer la réactivité de molécules sous l’angle du passage d’un groupe à un autre avec illustration du champ de réactivité des alcools chaque fois que possible.

Applications industrielles.

2.1. Introduction

Une molécule organique peut être lue au travers d’un squelette carboné, et de groupes fonctionnels.

2.2. Le squelette carboné

a) La diversité des chaînes carbonées

- Chaîne linéaire, ramifiée ou cyclique saturée et insaturée.

Formule brute, formule semi-développée plane et développée plane, approche de l’écriture topologique, isomérie de constitution.

- Influence de la chaîne carbonée sur les propriétés physiques : température d’ébullition, densité, solubilité (les exemples sont pris sur des chaînes saturées).

b) La modification du squelette carboné

Allonger, réduire, ramifier, cycliser, déshydrogéner ?

Applications industrielles :

- distillation fractionnée et chimie du pétrole,

- polyaddition des alcènes et des dérivés éthyléniques.

2.3. Les groupes fonctionnels : initiation à la réactivité

a) Reconnaître et nommer des groupes fonctionnels : RNH2, RX, ROH, RCHO, RCOR’, RCO2H.

b) Comment passer d’un groupe fonctionnel à un autre ?

c) Illustrer le champ de réactivité des alcools : oxydation, déshydratation, (élimination) passage aux dérivés halogénés (substitution).

Reconnaître une chaîne hydrocarbonée saturée linéaire ou non.

Donner le nom des alcanes (en se limitant aux alcanes comportant une chaîne de 6 atomes de carbone maximum).

Reconnaître la présence d’une liaison double sur une chaîne carbonée (alcène et dérivés éthyléniques).

Donner les formules : brute, semi-développée plane et développée plane d’une molécule simple.

Prévoir les isomères de constitution d’une molécule à partir de sa formule brute (en se limitant aux alcanes comportant une chaîne de 6 atomes de carbone maximum).

 

 

 

 

 

 

Au vu de la molécule développée plane d’une molécule, reconnaître et nommer les groupes fonctionnels : amine, dérivé halogéné, alcool, aldéhyde, cétone et acide.

Etre capable de réaliser au laboratoire une extraction, un chauffage à reflux, une filtration sous vide, une CCM, une distillation, une recristallisation, en justifiant du choix du matériel à utiliser.

Lors de la réaction d’un alcool reconnaître s’il s’agit d’une réaction d’oxydation, de déshydratation (élimination) ou de substitution.

 

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