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Bonne année, avec les probabilités! 12pgmcolle

• apprendre le cours au fur et à mesure
• travailler les questions de cours du programme de colle au fur et à mesure
• prendre du recul sur les chapitres pour faire des liens entre eux à l'aide des thèmes des fiches de synthèse.
• lister les questions pour les poser en classe.
• exploiter les ressources mises à disposition : interros, fiches prérequis, vrai-faux, exercices en autonomie.

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Chers élèves, les vacances sont là. Elles sont un moment de respiration bienvenu et mérité.

Il vous faut cependant trouver un juste équilibre entre se reposer et continuer à travailler avec les concours en ligne de mire, horizon pas si lointain maintenant!

Concernant les maths :

• j'ai choisi de ne pas vous donner de DM pour que vous réserviez votre temps à l'approfondissement du cours, notamment le chapitre 302 sur les probabilités mais aussi, dans la mesure du possible, un retour sur les chapitres d'analyse afin de vous assurer que vous maîtrisez le cours et les outils
• le polycopié ch 106 est un résumé de vos cours de 1ère année sur les euclidiens. Il est à lire pour repérer les éventuelles lacunes et, le cas échéant, retravailler vos cours de 1ère année. Je donnerai un DM la 2ème semaine de la rentrée sur ce sujet.
• Vous trouverez quelques commentaires sur le DS4, résultats anonymisés notes_ds4 et les sujets de concours dont ils sont issus pour que vous ayez une vue d'ensemble.
  • E3A 2012 Banque_E3A_E4A_2012_PC_Mathématiques_B_e
  • CCINP 2024 Concours_Commun_Polytechniques_(CCINP)_2024_PC_Mathématiques_e
  • Centrale 2013 CentraleSupélec_2013_PC_Mathématiques_1_e-2(attention tout ce qui parle de série de Fourier est dorénavant hors programme)
  • Mines-Ponts 2022 Concours_Commun_Mines-Ponts_(CCMP)_2022_PSI_Mathématiques_2_e

~ TL;DR ~

Sup' : cinétique chimique (mécanistique, cinétique formelle)

Spé' : grandeurs de réaction, déplacements d'équilibre

~ Révisions de sup' ~

Cinétique formelle

Connaissances :

• définition d'une vitesse (volumique) de formation, d'une vitesse (volmumique) de disparition, d'une vitesse (volumique) de réaction ;
• connaître les termes suivants : loi horaire, loi de vitesse, etc.
• définir un ordre partiel, un ordre global, un ordre courant, un ordre initial ;
• savoir énoncer et utiliser la loi d'Arrhénius.

Compétences :

• proposer une méthode de suivi cinétique adapté à l'étude d'une réaction dont on connaît les caractéristiques ;
• proposer une méthode de trempe adaptée afin de réaliser le titrage d'une espèce au cours d'un suivi cinétique ;
• appliquer une méthode de dégénérescence de l'ordre adaptée aux conditions opératoires décrites : méthode d'isolement d'Ostwald, méthode de dégénérescence par travail en proportions stœchiométriques ;
• appliquer la méthode différentielle (resp. la méthode des vitesses initiales) pour déterminer l'ordre (resp. l'ordre initial) d'une réaction (si elle en admet un) et la constante de vitesse associée ;
• appliquer la méthode intégrale pour déterminer la pertinence d'un ordre postulé (établissement de la loi horaire, linéarisation de celle-ci en vue d'une régression linéaire, utilisation du temps de demi-réaction).

Mécanistique / microcinétique

Connaissances :

• savoir définir les termes suivants : acte élémentaire, molécularité d'un acte élémentaire, mécanisme réactionnel, chemin réactionnel, coordonnée réactionnelle, profil énergétique ;
• expliquer le principe physique de Bodenstein / approximation de l'état quasi-stationnaire (AEQS).
• définir les notions de catalyseur / d'inhibiteur, identifier un catalyseur / un inhibiteur à partir d'un mécanisme réactionnel, discuter de la contribution d'un catalyseur / d'un inhibiteur à la loi de vitesse ;
• présenter le modèle de Michaelis-Menten pour la catalyse enzymatique.

Compétences :

• utiliser la loi de van't Hoff pour exprimer la vitesse volumique associée à un acte élémentaire ;
• effectuer un bilan de matière afin d'exprimer la vitesse de formation / de disparition d'une espèce à partir des vitesses volumiques des actes élémentaires auxquels elle participe ;
• relier les vitesses volumiques dans les sens direct et indirect dans le cas d'un équilibre rapide ;
• appliquer l'approximation de l'étape cinétiquement déterminante (AECD) dans le cas d'un mécanisme par stades présentant un unique acte élémentaire de constante de vitesse très faible ;
• appliquer l'approximation de l'état quasi-stationnaire (AEQS) à des intermédiaire très réactifs afin de relier des vitesses volumiques associées à des actes élémentaires.

~ Programme de spé' ~

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 /!\

/!\ 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 /!\

Pas de colles !

/!\ 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).

Les rappels de thermodynamique (physique) pourront faire l'objet de questions de cours (1^e principe, 2^e principe, 1^e identité thermodynamique, notion de potentiel thermodynamique, démonstration du critère d'évolution spontanée « dX ≤ 0 » pour le potentiel thermodynamique X, etc.) afin de vérifier si le·la candidat·e comprend les logiques qui soustendent les chapitres de thermodynamique chimique. Pas de calcul de température de flamme ou de manipulation de grandeurs de réaction pour l'instant.

~ TL;DR ~

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

Spé' : Chimie des solutions (complexation), potentiels chimiques.

~ 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' ~

Principes de la thermodynamique
(lien vers le chap. 09)

Connaissances :

• utiliser un vocabulaire adapté à l'étude thermodynamique d'un système physico-chimique : notion d'Univers, de système, d'environnement, etc.
• définir une variable d'état, une fonction d'état, une variable intensive, une variable extensive, etc.
• comprendre et utiliser des notations adaptées pour décrire des variations lors de transformations : dX (différentielle), δX (variation élémentaire), ΔX (différence finie), dX/dY (dérivée « droite »), ∂X/∂Y (dérivée partielle) ;
• maîtriser le vocabulaire permettant de caractériser la nature d'une transformation : système fermé, système ouvert, système isolé, transformation mono- ou isotherme, isobare, isochore, isentropique, isenthalpique, adiabatique, etc.
• énoncer le premier principe (en particulier pour un système fermé au repos macroscopique et uniquement soumis au travail des forces de pression) ;
• énoncer le second principe et faire le lien entre la création d'entropie, et le caractère irréversible d'une transformation ;
• proposer une définition statistique de l'entropie dans le cas d'un système isolé (relation de Boltzmann) ;
• présenter les différents potentiels thermodynamiques (entropie S, énergie interne U, enthalpie H, enthalpie libre G) et connaître les variables d'état associées (c'est-à-dire pour quelles transformations ces fonctions d'états constituent des potentiels thermodynamiques).

/!\ Les applications du premier principe du type « température de flamme » et tutti quanti sont traitées dans le chapitre 11 ; ce chapitre n'a pour objectif que de rappeler les notions de bases de la thermodynamique avant de présenter les potentiels chimiques (chapitre 12) /!\

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.

• apprendre le cours au fur et à mesure
• travailler les questions de cours du programme de colle au fur et à mesure notamment la Q42 issue de l'exo 105.8.A bien anticiper pour avoir le temps de venir me voir si besoin!
• prendre du recul sur les chapitres pour faire des liens entre eux à l'aide des thèmes des fiches de synthèse.
• lister les questions pour les poser en classe.
• exploiter les ressources mises à disposition : interros, fiches prérequis, vrai-faux, exercices en autonomie.

• apprendre le cours au fur et à mesure
• travailler les questions de cours du programme de colle au fur et à mesure.A bien anticiper pour avoir le temps de venir me voir si besoin!
• prendre du recul sur les chapitres pour faire des liens entre eux à l'aide des thèmes des fiches de synthèse.
• lister les questions pour les poser en classe.
• exploiter les ressources mises à disposition : interros, fiches prérequis, vrai-faux, exercices en autonomie.

11pgmcolle

La dernière question de cours correspond à la première question de l'exercice 105.8.

Colles physique 943_11