CLASSE DE SECONDE :

PROPOSITION DE PROGRESSION EN CHIMIE

 

La matière dans l’Univers ou l’univers de la matière.

 

 

Le programme de Chimie, comme celui de Physique, comporte un Tronc commun et une Partie complémentaire.

La partie Tronc commun comprend :

1. Matière chimique ou naturelle ? (8 heures de cours, 4 séances TP)

1.1 Mise en évidence de l’ubiquité des espèces chimiques ; la chimie est partout !

- la chimie du monde 

- le monde de la chimie

1.2. Approches expérimentale et historique de l’extraction et de l’identification des espèces chimiques

- extractions d’espèces chimiques

a) techniques d’extraction

b) les techniques d’extraction dans l’histoire

- techniques d’identification

a) chromatographie

b) caractéristiques physiques

1.3. Synthèse d’une espèce chimique

- mise en évidence de la nécessité de la chimie de synthèse

- caractérisation d’une espèce synthétique et comparaison avec une espèce extraite de la nature

2. Constitution de la matière (8 heures de cours, 4 séances TP)

2.1. Des modèles simples de description de l’atome

- un modèle de l’atome

- l’élément chimique

- un modèle du cortège électronique

2.2. De l’atome aux édifices chimiques

- les règles du duet et de l’octet

- enoncé des règles

- ions monoatomiques stables

- modèle de Lewis 

- la géométrie de quelques molécules simples

2.3. La classification périodique des éléments

2.4. La diversité de l’organisation de la matière

3. Transformations de la matière (8 heures de cours, 4 séances TP)

3.1. Outils de description d’un système chimique

- de l’échelle microscopique à l’échelle macroscopique : la mole

- concentration molaire en solution

3.2. Transformation d’un système chimique

- réaction chimique modélisant la transformation d’un système chimique

- avancement de la transformation et bilan de matière

 

La Partie complémentaire est constituée de :

1. Thèmes physique et chimie (12 heures de cours, 6 séances TP), comme :

- principe et utilisation d’un spectrophotomètre

- grandeurs physiques proportionnelles ou non à la quantité de matière : courbe d’étalonnage et applications aux dosages

- chimie, physique et art….

2. Thèmes chimie (6 heures de cours, 3 séances TP)

- le sucre : extraction, dosage par réfractométrie, aspects historique et industriel, dosage par liqueur de Fehling….

- des " produits " de la vie courante : analyse et dosage de boissons, désinfectants, médicament, produit antimousse

- chimie et engrais….

- synthèse de " produits " d’usage courant dans les domaines de la santé, de l’alimentation….

 

 

 

 

TRONC COMMUN

 

 

1. Matière chimique ou naturelle ?

(8 heures de cours, 4 séances TP)

Objectifs :

Grâce à des séances pratiques attrayantes, cette première partie a pour but de donner le goût de la chimie et de faire prendre conscience de son importance croissante pour la société au cours de l’histoire. L’ancrage sur des espèces chimiques naturelles a pour objectif de démystifier la chimie et de susciter une réflexion sur l’opposition médiatique entre chimie et nature. De nombreuses espèces chimiques présentes dans la nature sont importantes pour l’homme qui, au cours de son histoire, a cherché à les extraire. Les impératifs économiques ont amené l’homme à copier la nature ou à trouver des espèces de substitution. C’est la raison d’être des approches expérimentale et historique de l’extraction et de la nécessité de la synthèse.

Au cours de cette partie, il s’agit de réinvestir les acquis du collège sans redondance. Les espèces et les transformations chimiques rencontrées dans cette partie seront reprises comme exemples pour illustrer les parties suivantes. Les savoir faire expérimentaux et les comportements mis en place dans cette partie constituent le fondement d’un bon déroulement des activités ultérieures de la classe de seconde et sont transférables dans d’autres disciplines, mais aussi dans la vie quotidienne.

1.1 Mise en évidence de l’ubiquité des espèces chimiques ; la chimie est partout !

Exemples d’activités

Contenus

Connaissances et savoir faire exigibles

" les 5 sens du chimiste en éveil " :

- observation d’un " produit " de la nature (un fruit…) ou d’un " produit " manufacturé (papier..).

- mise en évidence de la richesse chimique d’un objet de notre quotidien (activité guidée par un questionnement) et inventaire sommaire des espèces chimiques qu’il contient.

- à partir d’activités de notre quotidien, de notre environnement ou de domaines d’importance économique incontournable, mise en évidence et classement des espèces chimiques.

- traduire en termes chimiques l’approche sensitive d’un objet

- la chimie du monde

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

- le monde de la chimie

 

réinvestir et faire la synthèse de connaissances acquises dans des contextes variés : environnement quotidien, informations par les média, connaissances antérieures de sciences physiques (collège), de SVT …

 

 

 

 

 

 

- savoir que certaines espèces chimiques proviennent de la nature et d’autres de la chimie de synthèse.

- savoir classer des espèces chimiques en espèces organiques et en espèces inorganiques.

- savoir mener une recherche documentaire en vue de situer des ordres de grandeur de quelques productions de l’industrie chimique.

 

 

 

 

1.2 Approches expérimentale et historique de l’extraction et de l’identification des espèces chimiques.

Exemples d’activités

Contenus

Savoir-faire exigibles

 

 

A partir d’une espèce naturelle :

- réaliser une décoction,

- présenter ou réalise une hydrodistillation,

- réaliser une décantation,

- présenter ou réaliser une filtration sous vide.

Elaboration d’un protocole d’extraction à partir d’informations sur les propriétés physiques et chimiques recherchées.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Documentation (textes, iconographie, transparents, vidéo...)

Extractions d’espèces chimiques.

a) Techniques d’extraction.

Comparaison expérimentale du pouvoir de dissolution de deux solvants vis-à-vis d’une espèce chimique donnée.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

b) Techniques d’extraction dans l’histoire.

 

Techniques d’identification.

Caractérisation ou identifiation par comparaison d’une espèce chimique organique ou minérale extraite.

a) chromatographie.

principe : phase fixe, phase mobile, révélation, interprétation, application en analyse.

b) caractéristiques physiques

Tf, Teb, densité, indice de réfraction (vu en physique), couleur, solubitiés dans l’eau (milieu acide ou basique) et dans différents solvants organiques.

 

 

Savoir s’informer sur les risques et les consignes de sécurité à respecter lors de la manipulation de solvants organiques.

Savoir utiliser un appareil de chauffage dans des conditions de sécurité.

Savoir utiliser une ampoukle à décanter.

Savoir utiliser un dispositif de filtration.

A partir d’un tableau de données (température de changement d’état, solubilités, masses volumiques) :

- reconnaitre l’état physique d’une espèce chimique à une température donnée,

- faire l’inventaire des espèces chimiques présentes dans un système,

- identifier les espèces chimiques dans un système constitué de deux liquides non miscibles.

Connaître quelques exemples de techniques utilisées dans l’histoire pour l’extraction d’espèces chimiques.

 

Savoir réaliser une chromatographie sur couche mince.

Savoir interpréter les informations de l’étiquette d’un flacon (risques, sécurité, paramètres physiques) comme une carte d’identitié de son contenu.

Réinvestir les acquis du collège sur les caractéristiques physiques : savoir proposer des méthodes pour déterminer une masse volumique, une température d’ébullition ou de fusion.

1.3. Synthèse d’une espèce chimique

Exemples d’activités

Contenus

Connaissances et savoir-faire exigibles

 

Synthèse (ou hémisynthèse) d’une ou plusieurs espèces chimiques, mettant en jeu des techniques simples (chauffage à reflux, filtration, séparation...) si possible choisir de synthétiser une des espèces extraites en 1.1.

 

 

 

 

 

 

 

Réinvestir les acquis expérimentaux de la partie 1.2. pour vérifier qu’une espèce chimique de synthèse est identique à la même espèce chimique extraite de la nature.

Mise en évidence de la nécessité de la chimie de synthèse.

Décrire quelques exemples de synthèse dans la chimie lourde et dans la chimie fine (à haute valeur ajoutée) au choix parmi : élaboration d’un métal, synthèse d’une fibre, d’un polymère, d’un engrais, d’un médicament, d’un arôme, d’un colorant...

Justifier la nécessité des synthèses choisies à partir des matières premières de la nature et des besoins des consommateurs.

Caractérisation d’une espèce chimique synthétique et comparaison avec une espèce extraite de la nature.

 

 

 

Suivre un protocole en respectant les consignes (sécurité, environnement).

 

 

 

 

 

 

 

Comprendre l’intérêt de la synthèse chimique pour la société.

Elaborer une méthode expérimentale pour résoudre le problème posé.

Savoir interpréter, discuter et présenter les résultats d’une analyse comparative.

 

 

.

 

 

Commentaires :

On illustre, autant que faire se peut, les synthèses choisies par des expériences de cours.

On adopte une écriture simplifiée des réactions chimiques pour les transformations décrites, en se limitant aux appellations ou aux formules brutes des espèces chimiques, indiquées sur les flacons. On ne fait pas appel à une écriture plus détaillée qui sera abordée plus tard dans le programme (3.2 Transformation d’un système chimique).

2. Constitution de la matière

(8 heures de cours, 4 séances TP)

Objectifs :

Cette partie donne une description microscopique de la matière, à l’aide de modèles simples pour la constitution des atomes, des ions et des molécules.

La classification actuelle des éléments les classe par numéro atomique croissant. Elle les place en lignes et en colonnes à partir des structures électroniques des atomes. Les éléments d’une même colonne possèdent des propriétés analogues et constituent des familles d’éléments. Mendeleïev avait proposé une classification des éléments en utilisant les propriétés connues à son époque. Celle-ci a joué un grand rôle dans l’organisation et l’évolution des connaissances et diffère peu de la classification actuelle.

2.1. Des modèles de description de l’atome.

Exemples d’activités

Contenus

Connaissances et savoir-faire exigibles

Description et interprétation qualita-tive de l’expérience de Rutherford : structure lacunaire d’un atome et de la matière en général.

Calcul de la masse d’un atome et de son noyau.

Comparaison des masses volumi-ques des noyaux et des atomes.

 

 

 

 

Approche expérimentale de la conservation (par exemple du cuivre, du carbone, du soufre… sous forme atomique ou ionique) au cours d’un cycle de transformations chimiques.

Documentation sur les éléments chimiques : abondance relative sur la terre, dans l’univers, sur le soleil, dans un homme, un végétal.

Remplissage des couches électro-niques pour les éléments de Z compris entre 1 et 18.

 

 

 

 

Un modèle de l’atome

Noyau (protons et neutrons) et électrons.

Nombre de charge et numéro atomique Z.

Nombre de nucléons ou nombre de masse A.

Symbole AZX

Charge électrique élémentaire, charges et masses des constituants de l’atome.

Ordre de grandeur de la dimension d’un noyau et d’un atome.

L’élément chimique

Définitions des isotopes et des ions monoatomiques.

Caractérisation de l’élément par son numéro atomique et son symbole.

Conservation de l’élément aux cours des transformations chimiques.

 

 

Un modèle du cortège électronique.

Répartition des électrons en différentes couches K, L, M.

Connaître la constitution d’un atome.

Connaître et utiliser le symbole AZX.

Savoir calculer la masse d’un atome, considérée comme la somme des masses de ses constituants.

Savoir que l’atome est électriquement neutre.

 

 

 

 

 

Connaître le symbole de quelques éléments.

Savoir que le numéro atomique caractérise l’élément.

Savoir interpréter l’expérience sur le cuivre en terme de conservation de l’élément cuivre et la généralisation de cette notion.

 

 

Connaître l’existence des différentes couches électroniques K, L, M et le nombre maximal d’électrons sur les couches.

Distinguer les électrons de cœur associés aux couches internes des électrons de valence associés aux couches externes.

Commentaires

La notion de nucléide n’est pas abordée. AZX représente un atome de numéro atomique Z et de nombre de charge A.

Le modèle des cases quantiques ou un modèle analogue n’est pas utilisé ; les schémas de Lewis des atomes avec les électrons de valence associés en doublet ne sont pas employés.

On signale aux élèves l’existence de niveaux d’énergie et le fait que les électrons ne sont pas tous également liés au noyau.

Dans l’approche expérimentale de la conservation, l’objectif est de sensibiliser l’élève au fait que lors d’une transformation chimique, il y a conservation. Toutefois, la notion d’élément ne sera pas introduite au cours de ce TP, mais seulement au moment du cours. On recommande donc que ce TD vienne avant le cours.

Dans la transformation d’un système chimique, il y a conservation de l’élément ; attention toutefois, il existe des transformations au cours desquelles l’élément n’est pas conservé (réactions nucléaires) ; elles pourront être évoquées (exemple du carbone 14 utilisé pour les datations et rencontré en physique pour les mesures des durées) mais ne seront pas présentées exhaustivement aux élèves.

Les schémas de Lewis des molécules présentent les doublets liants et non liants sous forme de tirets. Les électrons, non engagés dans les liaisons, sont associés pour former les doublets non liants.

 

 

2.2. De l’atome aux édifices chimiques

Exemples d’activités

Contenue

Connaissances et savoir-faire exigibles

 

 

 

 

 

 

Ecriture des formules développées, semi-développées et brutes.

Utiliser les modèles moléculaires ou des logiciels de visualisation moléculaire, pour illustrer la structure atomique des petites molécules. Représentation de Cram des molécules modélisées.

Illustration de la notion d’isomérie sur des exemples simples.

Les règles du duet et de l’octet

a) Stabilité des atomes de gaz rares (inertie chimique), énoncé des règles du duet et de l’octet.

b) Ions monoatomiques stables.

c) Modèle de Lewis de la liaison covalente. 

Représentation de Lewis de quelques molécules.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

La géométrie de quelques molécules simples.

 

Connaître les règles du duet et de l’octet et savoir les appliquer pour prévoir les charges des ions monoatomiques existants dans la nature.

Ecriture de Lewis de quelques molécules simples H2, O2, N2, Cl2, HCl , CH4, NH3, H2O, C2H6, C2H4, CO2.

A partir de formules brutes, savoir représenter des formules développées et semi-développées compatibles avec les règles du duet et de l’octet de quelques molécules simples telles que C4H10 , C2H6O, C2H7N.

 

Savoir trouver la géométrie de quelques molécules simples :

CH4, NH3, H2O, CO2 à l’aide de la répulsion des doublets de valence de l’atome central

 

 

 

Commentaires :

Mis à part les gaz rares,  les atomes restent rarement isolés dans la nature. Les atomes peuvent aussi s'associer pour donner des assemblages : les molécules. Ils peuvent gagner ou perdre des électrons pour donner des ions (en l’absence de critères énergétiques, on en restera à l’introduction de " règles " du duet et de l’octet).

Les schémas de Lewis des molécules présentent les doublets liants et non liants sous forme de tirets. Les électrons, non engagés dans les liaisons, sont associés pour former les doublets non liants. On exclue les entités n’obéissant pas à la règle de l’octet comme certains oxydes d’azote par exemple.

La géométrie des molécules simples contenant des atomes de C, H, O, N est expliquée simplement à l’aide de la répulsion des doublets de valence de l’atome central.

 

 

 

 

 

 

2.3. La classification périodique des éléments

Exemples d’activités

Contenus

Connaissances et savoir faire exigibles

Etude documentaire de la classifi-cation périodique : histoire de la découverte de quelques éléments, étude de la démarche de Mendeleïev à partir de la réactivité chimique.

Interprétation du tableau périodique à l’aide du numéro atomique Z.

Classification périodique des éléments. 

 

 

 

 

 

Familles chimiques

En utilisant la classification périodique, savoir retrouver la charge des ions monoatomiques stables et la valence des éléments des familles de C, N, O, F.

 

 

Savoir localiser, dans la classification périodique, les familles des métaux alcalins, alcalino-terreux, halogènes et gaz rares.

 

Commentaires :

On donne quelques repères historiques dans la découverte des éléments : métaux de la préhistoire, éléments connus à l’époque de Lavoisier et de Mendeleïev, situation actuelle.

Si possible, illustration de l’évolution de certaines propriétés des atomes d’une ligne ou d’une colonne à l’aide d’un logiciel, en limitant aux rayons atomiques, à l’année de leur découverte, aux isotopes et à leur abondance.

 

2.4. La diversité d’organisation de la matière.

Exemples d’activités

Contenus

Connaissances et savoir faire exigibles

Illustration de la notion d’état physique.

Influence des facteurs P et T sur la nature de l’état physique : illustration par une distillation sous pression atmosphérique et sous pression réduite ou à l’aide de logiciels de simulation ou des dispositifs modélisant l’agitation thermique.

Présentation des modifications microscopiques liées aux change-ments d’état.

Observation de deux solides cons-titués des mêmes entités chi-miques différemment arrangées. (carbone graphite, carbone diamant).

Organisations différentes des entités chimiques (atomes, molécules, ions) à l’état solide, liquide et gaz.

Distance moyenne entre les entités selon l’état physique.

Influence de T et P sur l’état physique.

Savoir que les distances entre entités chimiques sont différentes dans les états gazeux et condensés (solide, liquide).

Connaître l’influence de T et de P sur la nature des états physiques.

Savoir que les états solide et liquide diffèrent par la régularité de l’arrangement des entités chimiques.

 

 

Savoir que certaines propriétés physiques sont liées à l’arrangement des entités.

 

 

 

 

Commentaires :

On se limite à une approche descriptive de la matière. On illustre les différences fondamentales existant entre un gaz et un état condensé (liquide ou solide) par la donnée d’ordre de grandeur des distances entre entités que l’on compare à leur diamètre (si la distance égale le diamètre, les entités se touchent).

On montre que l’état liquide et l’état solide se distinguent plus par la régularité avec laquelle les entités s’organisent que par la distance entre ces entités.

On remarque que les propriétés de la matière ne résultent pas uniquement de la nature des entités chimiques mais aussi de leur mode d’organisation.

 

3. Transformations de la matière

(6 heures de cours, 4 séances TP)

 

Objectifs :

Le cours sur la transformation d’un système chimique commence par la mise en place d’outils de description du système chimique, constitué des espèces chimiques en présence. De façon générale les paramètres nécessaires à la description sont : la pression P, la température T, la nature des espèces chimiques présentes, leur état physique (s, l, g) et leurs quantités respectives. Pour cela, on introduit le passage de l’échelle microscopique à l’échelle macroscopique en définissant l’unité de quantité de matière (la mole) et la concentration molaire en solution.

La transformation d’un système chimique est modélisée par une réaction chimique. Introduit après l’écriture de la réaction chimique, l’avancement permet d’exprimer les quantités de matière des espèces chimiques présentes dans le système au cours de la transformation chimique et en particulier dans l’état final. En classe de seconde, on considère que la transformation s’achève quand l’un des réactifs a disparu. Ce dernier est appelé réactif limitant. Il s’agit donc de l’avancement maximal.

3.1. Outils de description d’un système chimique.

 

Exemples d’activités

Contenus

Connaissances et savoir faire exigibles

 

 

 

 

 

Evaluation du nombre d’Avogadro à partir de la définition de la mole.

Calcul de la masse molaire d’un élément en tenant compte des % des différents isotopes naturels.

Détermination de la quantité de matière à partir de la masse ou du volume d’un gaz, d’un liquide ou d’un solide.

 

 

Prélèvement d’une quantité de matière imposée pour une espèce chimique donnée.

 

 

 

Opérations expérimentales de dilution sur des solutions courantes : solution de sucre, de colorants, de diiode.. ou solutions ioniques.

Suivi ou élaboration d’un protocole de dilution.

Réalisation d’échelles de teintes.

Saturation d’une solution.

Détermination de la quantité de matière présente dans un volume donné de solution de concentration connue (sucre, alcool, diiode…). 

.

De l’échelle microscopique à l’échelle macroscopique : la mole

Unité de la quantité de matière : la mole.

Nombre d'Avogadro.

Masse molaire atomique : M (g.mol-1).

Masse molaire moléculaire.

Masse molaire d'un élément chimique.

 

Volume molaire Vm (L.mol-1) à T et P.

 

 

 

 

 

 

 

 

Concentration molaire en solution.

Notions de solvant, soluté, solution et solution aqueuse.

Soluté moléculaire ou ionique.

 

 

 

 

 

 

Concentration molaire d’une espèce dissoute en solution non saturée. 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Savoir calculer une masse molaire moléculaire à partir des masses molaires atomiques.

Savoir déterminer une quantité de matière connaissant la masse ou le volume de gaz, liquide ou solide prélevé.

Savoir prélever une quantité de matière d’une espèce chimique donnée en utilisant une balance, une éprouvette graduée, une burette graduée ou une fiole jaugée.

Savoir qu'une solution peut contenir des ions (chlorure de sodium, nitrate d’argent, sulfate de cuivre, permanganate de potassium…) ou des molécules ( sucre, colorant…).

Connaître les formules de certains ions déjà rencontrés au collège ou dans la vie courante (Cu2+, Na+, H+, Zn2+ , Al3+, Fe2+ , Fe3+ , Cl-, OH-, SO42- , NO3-, MnO4-...).

 

Connaître l’expression de la concen-tration molaire d’une espèce dissoute : [A] = nA/V (mol.L-1).

Etre capable de déterminer la quantité de matière présente dans un volume de solution de concentration connue. 

Savoir utiliser le matériel de base qui permet de préparer une solution de concentration donnée (pipette, poire à pipeter, burette, fiole jaugée)

 

 

Commentaires :

On montre que le nombre d'Avogadro permet de faire un changement d'échelle : passage du niveau microscopique (atome, molécule ou ion : m ~10-26 kg) à un niveau macroscopique (la mole d'atomes, de molécules ou d'ions : M ~ quelques g ou dizaines de g).

On donne les formules n = m/M et n = V/Vm, le volume molaire est donné en fonction des conditions de température T et de pression P. Ces données sont présentées en physique dans le modèle du gaz parfait.

Dans ce chapitre, on se limite aux déterminations de concentration molaire d’espèces moléculaires dissoutes. Pour les espèces ioniques, il faut attendre le chapitre 3.2 pour pouvoir écrire la réaction chimique correspondant à la dissolution du sel.

 

 

3.2. Transformation d’un système chimique.

Exemples d’activités

Contenus

Connaissances et savoir faire exigibles

A l’aide des expériences de cours :

- identification des espèces chimi-ques présentes dans l’état initial (avant transformation du système),

- identification des espèces chimi-ques formées,

- écriture de la réaction régissant l’évolution macroscopique (limita-tion aux espèces affectées par la transformation) et ajustement des nombres stoechiométriques.

 

Réaction de dissolution des soli-des ioniques ; application à la détermination des concentrations molaires des ions en solution et vérification de l’électroneutralité de la solution.

 

Expression littérale des quantités de matière en fonction de l’avan-cement.

Détermination de l’avancement maximal et bilan de matière à l’état final.

 

Vérification expérimentale de la validité d’un modèle proposé de réaction chimique pour une trans-formation d’un système chimique.

 

Mise en évidence expérimentale des proportions initiales des quantités de matière de réactifs sur l’avancement maximal.

Réaction chimique modélisant la transformation d’un système chimique

Exemples de transformations chimiques.

Etat initial et état final d’un système.

Réaction chimique.

Réactif et produit.

Ajustement des nombres stoechiométriques.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Avancement maximal de la transformation et bilan de matière

 

Savoir décrire un système chimique à l’aide de paramètres pertinents

Savoir écrire la réaction chimique avec les nombres stoechiométriques corrects, modélisant la transformation d’un système et dans le cadre des lois de conservation.

 

 

 

 

 

 

Savoir écrire une réaction de dissolution d’un solide ionique et en déduire les concentrations molaires des ions dissous en solution.

 

 

Savoir donner l’expression littérale des quantités de matière des espèces chimiques affectées par la transformation en fonction de leur quantité initiale, de l’avancement et de leur nombre stoechiométrique dans l’écriture de la réaction chimique.

Savoir calculer l’avancement maximal associé à la disparition du réactif limitant et en déduire les quantités de matière d’un système après transformation.

Savoir que lorsque le mélange est stoechiométrique, tous les réactifs ont disparu dans l’état final.

 

 

 

 

 

Commentaires :

La transformation d’un système chimique est modélisée par une réaction chimique ; par exemple, dans le cas de la synthèse, à l’état gazeux, de l’ammoniac, la formation de 2 moles d’ammoniac s’accompagne de la consommation de 3 moles de dihydrogène et d’une mole de diazote. Cette réaction chimique s’écrit de façon symbolique :

N2 (g)+ 3H2(g) ® 2NH3(g).

On se limite en seconde au niveau macroscopique et on choisit d’écrire la réaction chimique avec pour symbolisme la simple flèche : ® , ceci pour être en cohérence avec le programme de troisième (tout en sachant que l’IUPAC utilise le symbolisme = pour caractériser la relation stoechiométrique),. Il est clair que cette écriture ne rend pas compte de l’événement ayant lieu à l’échelle microscopique qui est la cause de l’évolution à l’échelle macroscopique.

Pour définir la transformation d’un système chimique, prendre des exemples simples parmi ceux déjà rencontrés au collège et ceux proposés lors des synthèses développées dans la première partie : lame de cuivre trempée dans une solution de nitrate d’argent, poudre de fer agitée dans solution de sulfate de cuivre, combustion du carbone dans le dioxygène, test des ions chlorures, dissolution des solides ioniques : chlorure de sodium, sulfate de cuivre,…(concentration molaire des ions et électroneutralité des solutions).

Identifier les constituants (réactifs, produits, solvant ) et donner l’écriture de la réaction chimique régissant l’évolution macroscopique du système proposé à l’aide d’expériences de cours facilement exploitables (on se limite aux seules espèces affectées par la transformation). Bien faire la distinction entre la transformation subie par le système chimique et la réaction chimique qui modélise cette transformation.

Rappeler que la conservation des éléments et des charges au cours de la transformation d’un système chimique se traduit par l’ajustement des nombres stoechiométriques de la réaction chimique (justifier que l’on ne dise plus conservation des atomes ; notion vue depuis la quatrième…).

L’utilisation d’un tableur peut permettre la détermination de l’évolution des quantités de matière au cours de la transformation (n i = ni0 + nix) et éventuellement  le tracé de ces évolutions en fonction de l’avancement pour visualiser l’arrêt de la transformation lors de l’épuisement d’un réactif (ni = 0).

S’efforcer d’appliquer ces différentes notions à des transformations connues des élèves (appelées jusqu’alors "réactions").

 

 

 

 

PARTIE COMPLEMENTAIRE

 

 

La partie complémentaire n’est actuellement présentée que dans le plan général introductif. A ce document sera ajouté un glossaire en cours de constitution.