Programmes de colles

Chimie

/!\ Note aux khôlleurs /!\

Le programme de khôlle relatif à la complexation ne couvre pas la structure électronique des complexes métalliques de métaux de transition (théorie des OM) -- uniquement l'aspect thermodynamique (formation / dissociation).

Le modèle d'Eyring n'a pas encore été traité en classe.

~ TL;DR ~

Sup' : Chimie des solutions (A/B, précipitation, oxydo-réduction, diagrammes de Pourbaix)

Spé' : Chimie des solutions (complexation), potentiels chimiques, grandeurs de réaction, déplacements d'équilibre

~ Révisions de sup' ~

Chimie des solutions : réactions acido-basiques

Connaissances :

définir un acide de Brønsted, une base de Brønsted ;

définir la constante d'acidité K_a d'un couple acido-basique ;

définir un acide faible / fort dans l'eau, une base faible / forte dans l'eau ;

connaître les propriétés acido-basiques de l'eau solvant (caractère acide, caractère basique, auto-protolyse, etc.) ;

relation d'Henderson-Hasselbalch pour un couple acide faible / base faible (à savoir redémontrer) ;

savoir définir ce qu'est une solution tampon, ce qu'est un pouvoir tampon.

Compétences :

calculer une constante d'équilibre acido-basique à partir des constantes d'acidité des espèces mises en jeu, et conclure quant au caractère total de la réaction étudiée ;

tracer le diagramme de stabilité (en fonction du pH) faisant intervenir les différentes formes acido-basiques d'une espèce ;

lire et exploiter un diagramme de répartition ;

calcul du pH d'une solution contenant un acide fort (seul) ;

calcul du pH d'une solution contenant une base forte (seule) ;

calcul du pH d'une solution contenant un acide faible (seul) ;

calcul du pH d'une solution contenant une base faible (seule) ;

calcul du pH d'une solution contenant un mélange acide faible / base faible.

Chimie des solutions : réactions de précipitation

Connaissances :

définir le produit de solubilité K_s d'un solide dans un solvant donné ;

exprimer la condition d'existence d'un précipité ;

définir la solubilité s d'une espèce ;

présenter l'effet d'ions communs.

Compétences :

tracer le diagramme de stabilité d'une espèce en solution / sous la forme d'un précipité en fonction du pH ou du pX = -log([X]) ;

calculer la solubilité s d'un solide dans différentes conditions (solvant pur ou non, etc.) ;

anticiper l'effet de la pression, de la température, de la présence d'ions en solution, etc. sur la solubilité s d'une espèce ;

établir le graphe log(s) = f(pH) pour une espèce donnée (en simplifiant l'expression de log(s) sur chacun des domaines d'étude).

Chimie des solutions : réactions d'oxydo-réduction

Connaissances :

définition du nombre d'oxydation d'un élément au sein d'une espèce mono- ou polyatomique ;

définir ce qu'est une oxydation, une réduction ;

définir ce qu'est une réaction de dismutation, de médiamutation ;

définir les notions de demi-pile, de pile électrochimique, de pont salin, d'électrode (anode et cathode), etc.

définir le potentiel d'életrode, le potentiel de la solution, la force électromotrice d'une pile électrochimique ;

présenter l'électrode standard à hydrogène (ESH), l'électrode au calomel saturé (ECS), l'électrode au chlorure d'argent ;

énoncer la loi de Nernst ;

proposer un montage permettant de réaliser le suivi potentiométrique d'un titrage (montage « à deux électrodes »).

Compétences :

déterminer le nombre d'oxydation d'un élément au sein d'une espèce mono- ou polyatomique ;

établir la demi-équation d'oxydo-réduction associée à un couple oxydant / réducteur (en solution aqueuse, en utilisant la convention « pH = 0 ») ;

établir l'équation de la réaction d'oxydo-réduction entre l'oxydant d'un couple et le réducteur d'un autre couple ;

calculer la constante d'équilibre K° d'une réaction d'oxydo-réduction à partir des potentiels standard E° (fournis) et en déduire le caractère quantitatif ou non de cette réaction ;

proposer une représentation schématique / une représentation symbolique pour une pile életrochimique ;

tracer le diagramme de stabilité (en fonction du potentiel E) faisant intervenir les différentes formes oxydo-réductrices d'une espèce.

Chimie des solutions : diagrammes potentiel-pH

Connaissances :

connaître les différentes conventions de tracé pour un diagramme de Pourbaix (concentration fixée, concentration totale fixée, concentration atomique fixée, activité fixée, etc.) ;

savoir identifier l'existence de phénomène de dismutation dans un diagramme de Pourbaix ;

différencier les domaines d'existence et de prédominance sur un diagramme de Pourbaix ;

comprendre la notion de blocage cinétique.

Compétences :

méthodologie générale de construction pour un diagramme de Pourbaix (avec dismutation) ;

tracer le «diagramme de Pourbaix de l'eau» (diagrammes de Pourbaix pour les couples H₃O⁺ / H₂ et O₂ / H₂O ;

être capable de lire un diagramme de Pourbaix et d'en extraire différentes constantes thermodynamiques (constantes d'acidité K_a, potentiel standard E°, produit de solubilité K_s, etc.) ;

utiliser la condition de continuité des frontières afin de déterminer des grandeurs thermodynamiques à l'aide d'un diagramme de Pourbaix ;

superposer les diagrammes de Pourbaix relatifs à différentes espèces afin de prévoir l'existence (ou l'absence) de réactions d'oxydo-réduction.

~ Programme de spé' ~

Potentiel chimique
(lien vers le chap. 10)

Connaissances :

définir l'état standard associé à un constituant à la température T ;

définir les notions de grandeur molaire et de grandeur molaire partielle ;

définir le potentiel chimique du corps pur, présenter sa dépendance en température et en pression dans le cas général (à partir des grandeurs molaires associées) ;

définir le potentiel chimique d'un constituant dans un mélange ;

présenter la démarche générale de définition du potentiel chimique d'une espèce : définition d'un état standard servant de référence, définition de l'activité de l'espèce comme un écart à l'état standard, construction du potentiel chimique sous la forme d'une somme « potentiel chimique du corps pur + R × T × ln(a) » ;

énoncer l'identité d'Euler pour une grandeur extensive ;

présenter le phénomène d'osmose.

Compétences :

exprimer le potentiel chimique d'un constituant en phase gaz assimilée à un gaz parfait (corps pur ou constituant d'un mélange gazeux idéal) ;

exprimer le potentiel chimique d'un constituant en phase condensée incompressible (corps pur ou constituant d'un mélange en phase condensée idéale) ;

exprimer le potentiel chimique d'un constituant en solution (solvant ou constituant d'une solution idéale) ;

exploiter la condition d'équilibre d'un constituant entre deux phases (égalité des potentiels chimiques) ;

exploiter la relation de van't Hoff pour le phénomène d'osmose.

Grandeurs de réaction
(lien vers le chap. 11)

Connaissances :

définition d'une grandeur de réaction Δ_rX, opérateur de Lewis Δ_r ;

connaître le lien entre l'enthalpie libre de réaction Δ_rG, l'enthalpie de réaction Δ_rH et l'entropie de réaction Δ_rS ;

savoir demontrer le lien entre la relation entre la capacité thermique standard à pression constante de réaction Δ_rC_P° et l'enthalpie standard de réaction Δ_rH° (première relation de Kirchhoff) ;

savoir énoncer, utiliser, et critiquer l'approximation d'Ellingham ;

expliquer le principe de la calorimétrie et détailler sa mise en œuvre expérimentale ;

définir l'état standard de référence d'un élément chimique à une température T donnée ;

définir ce qu'est une réaction de formation, et définir les grandeurs standard de formation Δ_fX° associées ;

savoir énoncer et utiliser la loi de Hess ;

savoir définir et distinguer une énergie de liaison D_A-B, une enthalpie standard de dissociation Δ_dissH°.

Compétences :

savoir interpréter physiquement le signe d'une l'enthalpie standard de réaction Δ_rH°, d'une entropie standard de réaction Δ_rS° ;

savoir construire un cycle thermodynamique / chemin fictif permettant d'exprimer une grandeur de réaction en fonction d'autres grandeurs thermodynamiques ;

déterminer la masse équivalente en eau d'un calorimètre ;

déterminer une température de flamme ;

calculer l'enthalpie standard de réaction Δ_rH°(T') connaissant Δ_rH°(T) (première relation de Kirchhoff) ;

calculer une grandeur standard de réaction Δ_rX° à partir de grandeurs thermodynamiques tabulées (enthalpies standard de formation Δ_fH°, entropies molaires standard S_m°, enthalpies libres standard de formation Δ_fG°) en imaginant un chemin fictif passant par l'état standard de référence de chaque élément (loi de Hess) ;

calculer une enthalpie standard de réaction Δ_rH° à partir de grandeurs thermodynamiques tabulées (enthalpies standard de dissociation Δ_dissH°, enthalpies standard de changement d'état Δ_α→βH°, enthalpie standard de première ionisation Δ_ionH°, enthalpie standard d'attachement électronique Δ_attH°, etc.) en imaginant un chemin fictif passant par les atomes isolés en phase gaz.

/!\ Les relations de Kirchhoff sont hors-programme : elles ne peuvent donc pas être utilisées sans être démontrées au préalable (à l'aide d'un cycle thermodynamique) /!\

Évolution de systèmes thermodynamiques
(lien vers le chap. 12)

Connaissances :

savoir énoncer le critère d'évolution spontanée et ses conséquences sur le signe de l'enthalpie libre de réaction Δ_r ;

savoir définir le quotient réactionnel Q_r associé à un système ;

savoir définir la constante d'équilibre K° associée à un équilibre, savoir justifier de sa dépendence en température (uniquement) ;

savoir énoncer et appliquer la loi d'action des masses / relation de Guldberg-Waage ;

savoir exprimer la constante d'équilibre K° en fonction de l'enthalpie libre standard de réaction Δ_rG°, et réciproquement ;

savoir énoncer le principe de modération de Le Chatelier sur les déplacements d'équilibre ;

savoir énoncer et utiliser la relation de van't Hoff, savoir la redémontrer dans le cas simplifié de l'approximation d'Ellingham ;

~~savoir présenter (qualitativement) le modèle d'Eyring, interpréter la valeur de l'enthalpie standard d'activation ΔH°^‡, interpréter le signe de l'entropie standard d'activation ΔS°^‡~~.

Compétences :

déterminer la variance d'un système, déterminer la variance réduite / caractérisée d'un système ;

utiliser la loi d'action des masses / relation de Guldberg-Waage pour déterminer l'état d'équilibre d'un système ;

savoir comparer le quotient réactionnel Q_r d'un système et la constante d'équilibre K° associée à un équilibre chimique afin d'anticiper l'évolution spontanée de ce système ;

prévoir l'évolution d'un système à partir d'un état d'équilibre lors d'une modification de la température T, de la pression P, d'une quantité de matière n_i / d'une fraction molaire x_i / d'une pression partielle p_i d'un constituant actif ou inactif du système.

/!\ La démonstration complète de la relation de van't Hoff est hors-programme car elle s'appuie sur le relation de Gibbs-Helmholtz, également hors-programme) -- on pourra cependant exiger une démonstration affaiblie reposant sur l'approximation d'Ellingham /!\

/!\ La loi de Le Chatelier (caractérisant l'évolution d'un état d'équilibre lors d'une modification de la pression) est hors-programme et doit être redémontrée à partir de l'enthalpie libre de réaction Δ_rG avant de pouvoir être utilisée /!\

/!\ La « règle des phases » ou « règle de Gibbs » n'est pas au programme /!\

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