Semaine du lundi 4 septembre 2023
Il n'y a pas de colles cette semaine.
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Prérequis de lycée
- Ecrire et équilibrer une équation-bilan - Convertir les grandeurs dans les bonnes unités - Calculer des concentrations (massiques et molaires) - Connaitre la notion de dilution de solutions
Chapitre 1 : DESCRIPTION D’UN SYSTEME ET EVOLUTION VERS UN ETAT FINAL
I. Description d’un système physico-chimique 1. Les différents états de la matière 2. Notion de phase et de système : définitions 3. Transformation de la matière 4. Détermination d’un état physique – diagramme (P,T)
II. Composition d’un système physico-chimique Savoir définir (avec la bonne unité) et calculer : · La concentration molaire (d’une solution aqueuse) · La fraction molaire (d’un liquide ou d’un solide dans un mélange) · La pression partielle (d’un gaz dans un mélange de gaz) · La loi des gaz parfaits · Paramètres d’état (intensif et extensif)
III. Modélisation d’une transformation chimique par une équation 1. Les nombres stœchiométriques (arithmétique et algébrique) 2. L’activité chimique (définition et exemples) 3. La constante thermodynamique d’équilibre (définition, expression et dépendance de l’écriture de l’équation-bilan)
IV. Evolution d’un système lors d’une transformation chimique 1. Critère d’évolution spontanée (définition du quotient réactionnel, expression et comparaison avec K°(T) pour déterminer le sens d’évolution) 2. Notion d'avancement d'une réaction 3. Expression de "ksi(t)" 4. Notions de réactions quasi-totale, à l'équilibre chimique, quasi-nulle
Prérequis de lycée
- Ecrire et équilibrer une équation-bilan - Convertir les grandeurs dans les bonnes unités - Calculer des concentrations (massiques et molaires) - Connaitre la notion de dilution de solutions
Chapitre 1 : DESCRIPTION D’UN SYSTEME ET EVOLUTION VERS UN ETAT FINAL
I. Description d’un système physico-chimique 1. Les différents états de la matière 2. Notion de phase et de système : définitions 3. Transformation de la matière 4. Détermination d’un état physique – diagramme (P,T)
II. Composition d’un système physico-chimique Savoir définir (avec la bonne unité) et calculer : · La concentration molaire (d’une solution aqueuse) · La fraction molaire (d’un liquide ou d’un solide dans un mélange) · La pression partielle (d’un gaz dans un mélange de gaz) · La loi des gaz parfaits · Paramètres d’état (intensif et extensif)
III. Modélisation d’une transformation chimique par une équation 1. Les nombres stœchiométriques (arithmétique et algébrique) 2. L’activité chimique (définition et exemples) 3. La constante thermodynamique d’équilibre (définition, expression et dépendance de l’écriture de l’équation-bilan)
IV. Evolution d’un système lors d’une transformation chimique 1. Critère d’évolution spontanée (définition du quotient réactionnel, expression et comparaison avec K°(T) pour déterminer le sens d’évolution) 2. Notion d'avancement d'une réaction 3. Expression de "ksi(t)" 4. Notions de réactions quasi-totale, à l'équilibre chimique, quasi-nulle
Prérequis de lycée
- Ecrire et équilibrer une équation-bilan - Convertir les grandeurs dans les bonnes unités - Calculer des concentrations (massiques et molaires) - Connaitre la notion de dilution de solutions
Chapitre 1 : DESCRIPTION D’UN SYSTEME ET EVOLUTION VERS UN ETAT FINAL
I. Description d’un système physico-chimique 1. Les différents états de la matière 2. Notion de phase et de système : définitions 3. Transformation de la matière 4. Détermination d’un état physique – diagramme (P,T)
II. Composition d’un système physico-chimique Savoir définir (avec la bonne unité) et calculer : · La concentration molaire (d’une solution aqueuse) · La fraction molaire (d’un liquide ou d’un solide dans un mélange) · La pression partielle (d’un gaz dans un mélange de gaz) · La loi des gaz parfaits · Paramètres d’état (intensif et extensif)
III. Modélisation d’une transformation chimique par une équation 1. Les nombres stœchiométriques (arithmétique et algébrique) 2. L’activité chimique (définition et exemples) 3. La constante thermodynamique d’équilibre (définition, expression et dépendance de l’écriture de l’équation-bilan)
IV. Evolution d’un système lors d’une transformation chimique 1. Critère d’évolution spontanée (définition du quotient réactionnel, expression et comparaison avec K°(T) pour déterminer le sens d’évolution) 2. Notion d'avancement d'une réaction 3. Expression de "ksi(t)" 4. Notions de réactions quasi-totale, à l'équilibre chimique, quasi-nulle
Chapitre 2 : ÉVOLUTION TEMPORELLE D'UN SYSTÈME SIÈGE D'UNE TRANSFORMATION CHIMIQUE
I. Vitesses de réaction
1.Vitesse de formation / disparition d'un composé Ai 2.Vitesse de réaction, vitesse globale de réaction 3.Vitesse spécifique ou volumique d'une réaction 4.Relations entre ces différentes vitesses
II. Facteurs influençant la cinétique de la réaction
1.Influence de la concentration (savoir écrire une loi de vitesse et dire selon si la réaction admet un ordre ou non, ordres partiels et ordre global d’une réaction) 2.Influence de la température (loi d’Arrhenius, savoir faire l’étude de données expérimentales puis la régression linéaire afin de retrouver les paramètres d’Arrhenius (vu en classe entière), définir l’énergie d’activation) 3.Influence d’un catalyseur (homogène, hétérogène, enzymatique
III. Cinétique formelle de réactions d’ordres simples
1.Réaction à un réactif d’ordre global zéro. Etablissement de l’équation différentielle. Séparation des variables. Intégration. Représentation graphique
Prérequis de lycée
- Ecrire et équilibrer une équation-bilan - Convertir les grandeurs dans les bonnes unités - Calculer des concentrations (massiques et molaires) - Connaitre la notion de dilution de solutions
Chapitre 1 : DESCRIPTION D’UN SYSTEME ET EVOLUTION VERS UN ETAT FINAL
I. Description d’un système physico-chimique 1. Les différents états de la matière 2. Notion de phase et de système : définitions 3. Transformation de la matière 4. Détermination d’un état physique – diagramme (P,T)
II. Composition d’un système physico-chimique Savoir définir (avec la bonne unité) et calculer : · La concentration molaire (d’une solution aqueuse) · La fraction molaire (d’un liquide ou d’un solide dans un mélange) · La pression partielle (d’un gaz dans un mélange de gaz) · La loi des gaz parfaits · Paramètres d’état (intensif et extensif)
III. Modélisation d’une transformation chimique par une équation 1. Les nombres stœchiométriques (arithmétique et algébrique) 2. L’activité chimique (définition et exemples) 3. La constante thermodynamique d’équilibre (définition, expression et dépendance de l’écriture de l’équation-bilan)
IV. Evolution d’un système lors d’une transformation chimique 1. Critère d’évolution spontanée (définition du quotient réactionnel, expression et comparaison avec K°(T) pour déterminer le sens d’évolution) 2. Notion d'avancement d'une réaction 3. Expression de "ksi(t)" 4. Notions de réactions quasi-totale, à l'équilibre chimique, quasi-nulle
Chapitre 2 : ÉVOLUTION TEMPORELLE D'UN SYSTÈME SIÈGE D'UNE TRANSFORMATION CHIMIQUE
I. Vitesses de réaction
1.Vitesse de formation / disparition d'un composé Ai 2.Vitesse de réaction, vitesse globale de réaction 3.Vitesse spécifique ou volumique d'une réaction 4.Relations entre ces différentes vitesses
II. Facteurs influençant la cinétique de la réaction
1.Influence de la concentration (savoir écrire une loi de vitesse et dire selon si la réaction admet un ordre ou non, ordres partiels et ordre global d’une réaction) 2.Influence de la température (loi d’Arrhenius, savoir faire l’étude de données expérimentales puis la régression linéaire afin de retrouver les paramètres d’Arrhenius (vu en classe entière), définir l’énergie d’activation) 3.Influence d’un catalyseur (homogène, hétérogène, enzymatique
III. Cinétique formelle de réactions d’ordres simples
1.Réaction à un réactif d’ordre global zéro. Établissement de l’équation différentielle. Séparation des variables. Intégration. Représentation graphique
2.Réaction à un réactif d’ordre global un. Établissement de l’équation différentielle. Séparation des variables. Intégration. Représentation graphique
3.Réaction à un réactif d’ordre global deux. Établissement de l’équation différentielle. Séparation des variables. Intégration. Représentation graphique
4.Temps de demi-réaction associés aux trois cas précédents
III. Détermination de l’ordre d’une réaction
1. Méthode intégrale (savoir expliquer l’émission d’hypothèses de l’ordre (1, puis 0, puis 2)
2. Méthode différentielle (tracer [A] = f(t), tracer des tangentes, extraire les coefficients directeurs des tangentes, puis traiter la loi de vitesse en ln(v) = f(ln[A])pour trouver l’ordre comme le coefficient directeur de la régression linéaire)
3.Méthode de la dégénérescence de l’ordre (pour des réactions à plus d’un réactif). Savoir expliquer le principe. Exemple fait en cours sur l’oxydation d’un alcool secondaire par O2 en présence d’un initiateur
Chapitre 2 : ÉVOLUTION TEMPORELLE D'UN SYSTÈME SIÈGE D'UNE TRANSFORMATION CHIMIQUE
I. Vitesses de réaction
1.Vitesse de formation / disparition d'un composé Ai 2.Vitesse de réaction, vitesse globale de réaction 3.Vitesse spécifique ou volumique d'une réaction 4.Relations entre ces différentes vitesses
II. Facteurs influençant la cinétique de la réaction
1.Influence de la concentration (savoir écrire une loi de vitesse et dire selon si la réaction admet un ordre ou non, ordres partiels et ordre global d’une réaction) 2.Influence de la température (loi d’Arrhenius, savoir faire l’étude de données expérimentales puis la régression linéaire afin de retrouver les paramètres d’Arrhenius (vu en classe entière), définir l’énergie d’activation) 3.Influence d’un catalyseur (homogène, hétérogène, enzymatique
III. Cinétique formelle de réactions d’ordres simples
1.Réaction à un réactif d’ordre global zéro. Établissement de l’équation différentielle. Séparation des variables. Intégration. Représentation graphique
2.Réaction à un réactif d’ordre global un. Établissement de l’équation différentielle. Séparation des variables. Intégration. Représentation graphique
3.Réaction à un réactif d’ordre global deux. Établissement de l’équation différentielle. Séparation des variables. Intégration. Représentation graphique
4.Temps de demi-réaction associés aux trois cas précédents
III. Détermination de l’ordre d’une réaction
1. Méthode intégrale (savoir expliquer l’émission d’hypothèses de l’ordre (1, puis 0, puis 2)
2. Méthode différentielle (tracer [A] = f(t), tracer des tangentes, extraire les coefficients directeurs des tangentes, puis traiter la loi de vitesse en ln(v) = f(ln[A])pour trouver l’ordre comme le coefficient directeur de la régression linéaire)
3.Méthode de la dégénérescence de l’ordre (pour des réactions à plus d’un réactif). Savoir expliquer le principe. Exemple fait en cours sur l’oxydation d’un alcool secondaire par O2 en présence d’un initiateur
Chapitre 2 : ÉVOLUTION TEMPORELLE D'UN SYSTÈME SIÈGE D'UNE TRANSFORMATION CHIMIQUE
I. Vitesses de réaction
1.Vitesse de formation / disparition d'un composé Ai 2.Vitesse de réaction, vitesse globale de réaction 3.Vitesse spécifique ou volumique d'une réaction 4.Relations entre ces différentes vitesses
II. Facteurs influençant la cinétique de la réaction
1.Influence de la concentration (savoir écrire une loi de vitesse et dire selon si la réaction admet un ordre ou non, ordres partiels et ordre global d’une réaction) 2.Influence de la température (loi d’Arrhenius, savoir faire l’étude de données expérimentales puis la régression linéaire afin de retrouver les paramètres d’Arrhenius (vu en classe entière), définir l’énergie d’activation) 3.Influence d’un catalyseur (homogène, hétérogène, enzymatique
III. Cinétique formelle de réactions d’ordres simples
1.Réaction à un réactif d’ordre global zéro. Établissement de l’équation différentielle. Séparation des variables. Intégration. Représentation graphique
2.Réaction à un réactif d’ordre global un. Établissement de l’équation différentielle. Séparation des variables. Intégration. Représentation graphique
3.Réaction à un réactif d’ordre global deux. Établissement de l’équation différentielle. Séparation des variables. Intégration. Représentation graphique
4.Temps de demi-réaction associés aux trois cas précédents
III. Détermination de l’ordre d’une réaction
1. Méthode intégrale (savoir expliquer l’émission d’hypothèses de l’ordre (1, puis 0, puis 2)
2. Méthode différentielle (tracer [A] = f(t), tracer des tangentes, extraire les coefficients directeurs des tangentes, puis traiter la loi de vitesse en ln(v) = f(ln[A])pour trouver l’ordre comme le coefficient directeur de la régression linéaire)
3.Méthode de la dégénérescence de l’ordre (pour des réactions à plus d’un réactif). Savoir expliquer le principe. Exemple fait en cours sur l’oxydation d’un alcool secondaire par O2 en présence d’un initiateur
Chapitre 2 : ÉVOLUTION TEMPORELLE D'UN SYSTÈME SIÈGE D'UNE TRANSFORMATION CHIMIQUE
I. Vitesses de réaction
1.Vitesse de formation / disparition d'un composé Ai 2.Vitesse de réaction, vitesse globale de réaction 3.Vitesse spécifique ou volumique d'une réaction 4.Relations entre ces différentes vitesses
II. Facteurs influençant la cinétique de la réaction
1.Influence de la concentration (savoir écrire une loi de vitesse et dire selon si la réaction admet un ordre ou non, ordres partiels et ordre global d’une réaction) 2.Influence de la température (loi d’Arrhenius, savoir faire l’étude de données expérimentales puis la régression linéaire afin de retrouver les paramètres d’Arrhenius (vu en classe entière), définir l’énergie d’activation) 3.Influence d’un catalyseur (homogène, hétérogène, enzymatique
III. Cinétique formelle de réactions d’ordres simples
1.Réaction à un réactif d’ordre global zéro. Établissement de l’équation différentielle. Séparation des variables. Intégration. Représentation graphique
2.Réaction à un réactif d’ordre global un. Établissement de l’équation différentielle. Séparation des variables. Intégration. Représentation graphique
3.Réaction à un réactif d’ordre global deux. Établissement de l’équation différentielle. Séparation des variables. Intégration. Représentation graphique
4.Temps de demi-réaction associés aux trois cas précédents
III. Détermination de l’ordre d’une réaction
1. Méthode intégrale (savoir expliquer l’émission d’hypothèses de l’ordre (1, puis 0, puis 2)
2. Méthode différentielle (tracer [A] = f(t), tracer des tangentes, extraire les coefficients directeurs des tangentes, puis traiter la loi de vitesse en ln(v) = f(ln[A])pour trouver l’ordre comme le coefficient directeur de la régression linéaire)
3.Méthode de la dégénérescence de l’ordre (pour des réactions à plus d’un réactif). Savoir expliquer le principe. Exemple fait en cours sur l’oxydation d’un alcool secondaire par O2 en présence d’un initiateur
CHAPITRE 3 : STRUCTURE DES ENTITÉS CHIMIQUES
Modèle de Lewis de la liaison covalente Liaison covalente localisée ; longueur et énergie de la liaison covalente. Schéma de Lewis d’une molécule ou d’un ion monoatomique ou polyatomique (étude limitée aux éléments des blocs s et p). Citer l’ordre de grandeur de longueurs et d’énergies de liaison covalente. Déterminer, pour les éléments des blocs s et p, le nombre d’électrons de valence d’un atome à partir de la position de l’élément dans le tableau périodique. Citer les éléments des périodes 1 à 3 du tableau périodique (nom, symbole, numéro atomique). Établir un ou des schémas de Lewis pertinent(s) pour une molécule ou un ion.
Géométrie et polarité des entités chimiques Structure géométrique d’une molécule ou d’un ion polyatomique. Modèle VSEPR. Représentation de Cram. Associer qualitativement la géométrie d’une entité à la minimisation de son énergie. Prévoir et interpréter les structures de type AXn avec n ≤ 4 et AXpEq, avec p+q = 3 ou 4.
Électronégativité : liaison polarisée, moment dipolaire, molécule polaire. Comparer les électronégativités de deux atomes à partir de données ou de leurs positions dans le tableau périodique. Prévoir la polarisation d’une liaison à partir des électronégativités comparées des deux atomes mis en jeu. Relier l’existence ou non d’un moment dipolaire permanent à la structure géométrique d’une molécule. Déterminer direction et sens du vecteur moment dipolaire d’une liaison ou d’une molécule.
CHAPITRE 4 : RELATIONS STRUCTURE ET PROPRIÉTÉS
Interactions entre entités Interactions de van der Waals, polarisabilité. Liaison hydrogène (interaction par pont hydrogène). Ordres de grandeur énergétiques des interactions entre entités. Lier la polarisabilité d’un atome à sa position dans le tableau périodique. Lier qualitativement la valeur des énergies d’interactions intermoléculaires à la polarité et la polarisabilité des molécules.
Changements d’état Température de changement d’état de corps purs moléculaires. Prévoir ou interpréter les températures de changement d’état de corps purs moléculaires par l’existence d’interactions de van der Waals ou de liaisons hydrogène.
Solubilité, miscibilité Grandeurs caractéristiques et propriétés de solvants moléculaires : moment dipolaire, permittivité relative, caractère protique. Mise en solution d’une espèce chimique moléculaire ou ionique. Associer une propriété d’un solvant moléculaire à une ou des grandeurs caractéristiques. Interpréter la miscibilité totale, partielle ou nulle de deux solvants. Interpréter la solubilité d’une espèce chimique moléculaire ou ionique.
CHAPITRE 3 : STRUCTURE DES ENTITÉS CHIMIQUES
Modèle de Lewis de la liaison covalente Liaison covalente localisée ; longueur et énergie de la liaison covalente. Schéma de Lewis d’une molécule ou d’un ion monoatomique ou polyatomique (étude limitée aux éléments des blocs s et p). Citer l’ordre de grandeur de longueurs et d’énergies de liaison covalente. Déterminer, pour les éléments des blocs s et p, le nombre d’électrons de valence d’un atome à partir de la position de l’élément dans le tableau périodique. Citer les éléments des périodes 1 à 3 du tableau périodique (nom, symbole, numéro atomique). Établir un ou des schémas de Lewis pertinent(s) pour une molécule ou un ion.
Liaison covalente délocalisée : mésomérie. Identifier et représenter les enchaînements donnant lieu à une délocalisation électronique.
Géométrie et polarité des entités chimiques Structure géométrique d’une molécule ou d’un ion polyatomique. Modèle VSEPR. Représentation de Cram. Associer qualitativement la géométrie d’une entité à la minimisation de son énergie. Prévoir et interpréter les structures de type AXn avec n ≤ 4 et AXpEq, avec p+q = 3 ou 4.
Électronégativité : liaison polarisée, moment dipolaire, molécule polaire. Comparer les électronégativités de deux atomes à partir de données ou de leurs positions dans le tableau périodique. Prévoir la polarisation d’une liaison à partir des électronégativités comparées des deux atomes mis en jeu. Relier l’existence ou non d’un moment dipolaire permanent à la structure géométrique d’une molécule. Déterminer direction et sens du vecteur moment dipolaire d’une liaison ou d’une molécule.
CHAPITRE 4 : RELATIONS STRUCTURE ET PROPRIÉTÉS
Interactions entre entités Interactions de van der Waals, polarisabilité. Liaison hydrogène (interaction par pont hydrogène). Ordres de grandeur énergétiques des interactions entre entités. Lier la polarisabilité d’un atome à sa position dans le tableau périodique. Lier qualitativement la valeur des énergies d’interactions intermoléculaires à la polarité et la polarisabilité des molécules.
Changements d’état Température de changement d’état de corps purs moléculaires. Prévoir ou interpréter les températures de changement d’état de corps purs moléculaires par l’existence d’interactions de van der Waals ou de liaisons hydrogène.
Solubilité, miscibilité Grandeurs caractéristiques et propriétés de solvants moléculaires : moment dipolaire, permittivité relative, caractère protique. Mise en solution d’une espèce chimique moléculaire ou ionique. Associer une propriété d’un solvant moléculaire à une ou des grandeurs caractéristiques. Interpréter la miscibilité totale, partielle ou nulle de deux solvants. Interpréter la solubilité d’une espèce chimique moléculaire ou ionique.
Séparation d’espèces d’un mélange : extraction par solvant, dissolution, précipitation, lavage. Constante de partage, log P.
Amphiphilie Espèces chimiques amphiphiles, micelles, structure schématique des membranes cellulaires. Prévoir le caractère amphiphile d’une entité à partir de sa structure. Interpréter la structure d’une association d’entités amphiphiles (micelle, bicouche, membrane cellulaire). Comparer et interpréter, en lien avec la structure des entités, les propriétés physiques d’espèces chimiques amphiphiles (concentration micellaire critique, solubilité).
CHAPITRE 3 : STRUCTURE DES ENTITÉS CHIMIQUES
Modèle de Lewis de la liaison covalente Liaison covalente localisée ; longueur et énergie de la liaison covalente. Schéma de Lewis d’une molécule ou d’un ion monoatomique ou polyatomique (étude limitée aux éléments des blocs s et p). Citer l’ordre de grandeur de longueurs et d’énergies de liaison covalente. Déterminer, pour les éléments des blocs s et p, le nombre d’électrons de valence d’un atome à partir de la position de l’élément dans le tableau périodique. Citer les éléments des périodes 1 à 3 du tableau périodique (nom, symbole, numéro atomique). Établir un ou des schémas de Lewis pertinent(s) pour une molécule ou un ion.
Liaison covalente délocalisée : mésomérie. Identifier et représenter les enchaînements donnant lieu à une délocalisation électronique.
Géométrie et polarité des entités chimiques Structure géométrique d’une molécule ou d’un ion polyatomique. Modèle VSEPR. Représentation de Cram. Associer qualitativement la géométrie d’une entité à la minimisation de son énergie. Prévoir et interpréter les structures de type AXn avec n ≤ 4 et AXpEq, avec p+q = 3 ou 4.
Électronégativité : liaison polarisée, moment dipolaire, molécule polaire. Comparer les électronégativités de deux atomes à partir de données ou de leurs positions dans le tableau périodique. Prévoir la polarisation d’une liaison à partir des électronégativités comparées des deux atomes mis en jeu. Relier l’existence ou non d’un moment dipolaire permanent à la structure géométrique d’une molécule. Déterminer direction et sens du vecteur moment dipolaire d’une liaison ou d’une molécule.
CHAPITRE 4 : RELATIONS STRUCTURE ET PROPRIÉTÉS
Interactions entre entités Interactions de van der Waals, polarisabilité. Liaison hydrogène (interaction par pont hydrogène). Ordres de grandeur énergétiques des interactions entre entités. Lier la polarisabilité d’un atome à sa position dans le tableau périodique. Lier qualitativement la valeur des énergies d’interactions intermoléculaires à la polarité et la polarisabilité des molécules.
Changements d’état Température de changement d’état de corps purs moléculaires. Prévoir ou interpréter les températures de changement d’état de corps purs moléculaires par l’existence d’interactions de van der Waals ou de liaisons hydrogène.
Solubilité, miscibilité Grandeurs caractéristiques et propriétés de solvants moléculaires : moment dipolaire, permittivité relative, caractère protique. Mise en solution d’une espèce chimique moléculaire ou ionique. Associer une propriété d’un solvant moléculaire à une ou des grandeurs caractéristiques. Interpréter la miscibilité totale, partielle ou nulle de deux solvants. Interpréter la solubilité d’une espèce chimique moléculaire ou ionique.
Séparation d’espèces d’un mélange : extraction par solvant, dissolution, précipitation, lavage. Constante de partage, log P.
Amphiphilie Espèces chimiques amphiphiles, micelles, structure schématique des membranes cellulaires. Prévoir le caractère amphiphile d’une entité à partir de sa structure. Interpréter la structure d’une association d’entités amphiphiles (micelle, bicouche, membrane cellulaire). Comparer et interpréter, en lien avec la structure des entités, les propriétés physiques d’espèces chimiques amphiphiles (concentration micellaire critique, solubilité).
CHAPITRE 3 : STRUCTURE DES ENTITÉS CHIMIQUES
Modèle de Lewis de la liaison covalente Liaison covalente localisée ; longueur et énergie de la liaison covalente. Schéma de Lewis d’une molécule ou d’un ion monoatomique ou polyatomique (étude limitée aux éléments des blocs s et p). Citer l’ordre de grandeur de longueurs et d’énergies de liaison covalente. Déterminer, pour les éléments des blocs s et p, le nombre d’électrons de valence d’un atome à partir de la position de l’élément dans le tableau périodique. Citer les éléments des périodes 1 à 3 du tableau périodique (nom, symbole, numéro atomique). Établir un ou des schémas de Lewis pertinent(s) pour une molécule ou un ion.
Liaison covalente délocalisée : mésomérie. Identifier et représenter les enchaînements donnant lieu à une délocalisation électronique.
Géométrie et polarité des entités chimiques Structure géométrique d’une molécule ou d’un ion polyatomique. Modèle VSEPR. Représentation de Cram. Associer qualitativement la géométrie d’une entité à la minimisation de son énergie. Prévoir et interpréter les structures de type AXn avec n ≤ 4 et AXpEq, avec p+q = 3 ou 4.
Électronégativité : liaison polarisée, moment dipolaire, molécule polaire. Comparer les électronégativités de deux atomes à partir de données ou de leurs positions dans le tableau périodique. Prévoir la polarisation d’une liaison à partir des électronégativités comparées des deux atomes mis en jeu. Relier l’existence ou non d’un moment dipolaire permanent à la structure géométrique d’une molécule. Déterminer direction et sens du vecteur moment dipolaire d’une liaison ou d’une molécule.
CHAPITRE 4 : RELATIONS STRUCTURE ET PROPRIÉTÉS
Interactions entre entités Interactions de van der Waals, polarisabilité. Liaison hydrogène (interaction par pont hydrogène). Ordres de grandeur énergétiques des interactions entre entités. Lier la polarisabilité d’un atome à sa position dans le tableau périodique. Lier qualitativement la valeur des énergies d’interactions intermoléculaires à la polarité et la polarisabilité des molécules.
Changements d’état Température de changement d’état de corps purs moléculaires. Prévoir ou interpréter les températures de changement d’état de corps purs moléculaires par l’existence d’interactions de van der Waals ou de liaisons hydrogène.
Solubilité, miscibilité Grandeurs caractéristiques et propriétés de solvants moléculaires : moment dipolaire, permittivité relative, caractère protique. Mise en solution d’une espèce chimique moléculaire ou ionique. Associer une propriété d’un solvant moléculaire à une ou des grandeurs caractéristiques. Interpréter la miscibilité totale, partielle ou nulle de deux solvants. Interpréter la solubilité d’une espèce chimique moléculaire ou ionique.
Séparation d’espèces d’un mélange : extraction par solvant, dissolution, précipitation, lavage. Constante de partage, log P.
Amphiphilie Espèces chimiques amphiphiles, micelles, structure schématique des membranes cellulaires. Prévoir le caractère amphiphile d’une entité à partir de sa structure. Interpréter la structure d’une association d’entités amphiphiles (micelle, bicouche, membrane cellulaire). Comparer et interpréter, en lien avec la structure des entités, les propriétés physiques d’espèces chimiques amphiphiles (concentration micellaire critique, solubilité).
Structure des entités chimiques organiques Isomérie de constitution. Stéréoisomérie de conformation en série aliphatique non cyclique ; ordre de grandeur de la barrière conformationnelle. Représentation de Newman. Représentation topologique. Comparer la stabilité de plusieurs conformations. IntStéréoisomérie de configuration : chiralité, énantiomérie, diastéréoisomérie descripteurs stéréochimiques R, S, Z, E.erpréter la stabilité d’un conformère donné. Attribuer les descripteurs stéréochimiques aux centres stéréogènes. Déterminer la relation d’isomérie entre deux isomères. Représenter une entité chimique organique à partir de son nom, fourni en nomenclature systématique, en tenant compte de la donnée d’éventuelles informations stéréochimiques, en utilisant un type de représentation donné.
Activité optique, pouvoir rotatoire, loi de Biot. Relier la valeur du pouvoir rotatoire à la composition d’un mélange de stéréoisomères.
CHAPITRE 4 : RELATIONS STRUCTURE ET PROPRIÉTÉS
Interactions entre entités Interactions de van der Waals, polarisabilité. Liaison hydrogène (interaction par pont hydrogène). Ordres de grandeur énergétiques des interactions entre entités. Lier la polarisabilité d’un atome à sa position dans le tableau périodique. Lier qualitativement la valeur des énergies d’interactions intermoléculaires à la polarité et la polarisabilité des molécules.
Changements d’état Température de changement d’état de corps purs moléculaires. Prévoir ou interpréter les températures de changement d’état de corps purs moléculaires par l’existence d’interactions de van der Waals ou de liaisons hydrogène.
Solubilité, miscibilité Grandeurs caractéristiques et propriétés de solvants moléculaires : moment dipolaire, permittivité relative, caractère protique. Mise en solution d’une espèce chimique moléculaire ou ionique. Associer une propriété d’un solvant moléculaire à une ou des grandeurs caractéristiques. Interpréter la miscibilité totale, partielle ou nulle de deux solvants. Interpréter la solubilité d’une espèce chimique moléculaire ou ionique.
Séparation d’espèces d’un mélange : extraction par solvant, dissolution, précipitation, lavage. Constante de partage, log P.
Amphiphilie Espèces chimiques amphiphiles, micelles, structure schématique des membranes cellulaires. Prévoir le caractère amphiphile d’une entité à partir de sa structure. Interpréter la structure d’une association d’entités amphiphiles (micelle, bicouche, membrane cellulaire). Comparer et interpréter, en lien avec la structure des entités, les propriétés physiques d’espèces chimiques amphiphiles (concentration micellaire critique, solubilité).
Structure des entités chimiques organiques Isomérie de constitution. Stéréoisomérie de conformation en série aliphatique non cyclique ; ordre de grandeur de la barrière conformationnelle. Représentation de Newman. Représentation topologique. Comparer la stabilité de plusieurs conformations. IntStéréoisomérie de configuration : chiralité, énantiomérie, diastéréoisomérie descripteurs stéréochimiques R, S, Z, E.erpréter la stabilité d’un conformère donné. Attribuer les descripteurs stéréochimiques aux centres stéréogènes. Déterminer la relation d’isomérie entre deux isomères. Représenter une entité chimique organique à partir de son nom, fourni en nomenclature systématique, en tenant compte de la donnée d’éventuelles informations stéréochimiques, en utilisant un type de représentation donné.
Activité optique, pouvoir rotatoire, loi de Biot. Relier la valeur du pouvoir rotatoire à la composition d’un mélange de stéréoisomères.
CHAPITRE 4 : RELATIONS STRUCTURE ET PROPRIÉTÉS
Interactions entre entités Interactions de van der Waals, polarisabilité. Liaison hydrogène (interaction par pont hydrogène). Ordres de grandeur énergétiques des interactions entre entités. Lier la polarisabilité d’un atome à sa position dans le tableau périodique. Lier qualitativement la valeur des énergies d’interactions intermoléculaires à la polarité et la polarisabilité des molécules.
Changements d’état Température de changement d’état de corps purs moléculaires. Prévoir ou interpréter les températures de changement d’état de corps purs moléculaires par l’existence d’interactions de van der Waals ou de liaisons hydrogène.
Solubilité, miscibilité Grandeurs caractéristiques et propriétés de solvants moléculaires : moment dipolaire, permittivité relative, caractère protique. Mise en solution d’une espèce chimique moléculaire ou ionique. Associer une propriété d’un solvant moléculaire à une ou des grandeurs caractéristiques. Interpréter la miscibilité totale, partielle ou nulle de deux solvants. Interpréter la solubilité d’une espèce chimique moléculaire ou ionique.
Séparation d’espèces d’un mélange : extraction par solvant, dissolution, précipitation, lavage. Constante de partage, log P.
Amphiphilie Espèces chimiques amphiphiles, micelles, structure schématique des membranes cellulaires. Prévoir le caractère amphiphile d’une entité à partir de sa structure. Interpréter la structure d’une association d’entités amphiphiles (micelle, bicouche, membrane cellulaire). Comparer et interpréter, en lien avec la structure des entités, les propriétés physiques d’espèces chimiques amphiphiles (concentration micellaire critique, solubilité).
Structure des entités chimiques organiques Isomérie de constitution. Stéréoisomérie de conformation en série aliphatique non cyclique ; ordre de grandeur de la barrière conformationnelle. Représentation de Newman. Représentation topologique. Comparer la stabilité de plusieurs conformations. Stéréoisomérie de configuration : chiralité, énantiomérie, diastéréoisomérie descripteurs stéréochimiques R, S, Z, E. Interpréter la stabilité d’un conformère donné. Attribuer les descripteurs stéréochimiques aux centres stéréogènes. Déterminer la relation d’isomérie entre deux isomères. Représenter une entité chimique organique à partir de son nom, fourni en nomenclature systématique, en tenant compte de la donnée d’éventuelles informations stéréochimiques, en utilisant un type de représentation donné.
Activité optique, pouvoir rotatoire, loi de Biot. Relier la valeur du pouvoir rotatoire à la composition d’un mélange de stéréoisomères.
Séparation de diastéroisomères et d’énantiomères. Citer des analogies et différences de propriétés entre des diastéréoisomères et des énantiomères. Reconnaitre des protocoles de séparation de stéréoisomères.
Chapitre 5 : Réactivité des espèces organiques et premières applications en synthèse
Conséquences de la structure sur la réactivité : nucléophile, électrophile. Identifier les sites électrophiles et/ou nucléophiles d’une entité chimique.
Modélisation microscopique d’une transformation : mécanisme réactionnel, acte élémentaire, molécularité, complexe activé, intermédiaire réactionnel. Distinguer l’équation chimique symbolisant une réaction chimique de l’équation traduisant un acte élémentaire. Distinguer un intermédiaire réactionnel d’un complexe activé. Tracer et commenter un profil énergétique correspondant à un acte élémentaire ou à plusieurs actes élémentaires successifs. Donner la loi de vitesse d’une réaction se déroulant en un seul acte élémentaire.
Interprétation microscopique de l’influence des facteurs cinétiques. Interpréter l’influence des concentrations et de la température sur la vitesse d’un acte élémentaire, en termes de fréquence et d’efficacité des chocs entre entités.
Formalisme des flèches courbes. Utiliser le formalisme des flèches courbes pour rendre compte d’un acte élémentaire et le relier aux caractères nucléophile et électrophile des entités.
Substitution nucléophile aliphatique : mécanismes limites SN2 et SN1 ; propriétés cinétiques et stéréochimiques. Justifier le choix d’un mécanisme limite SN2 ou SN1 par des facteurs structuraux des réactifs et par des résultats expérimentaux sur la stéréochimie des produits ou sur la loi de vitesse de la réaction. Prévoir ou analyser la stéréosélectivité ou la stéréospécificité éventuelle d’une substitution nucléophile. Interpréter des différences de réactivité en termes de polarisabilité. Utiliser le postulat de Hammond pour interpréter l’influence de la stabilité du carbocation sur la vitesse d’une SN1.
CHAPITRE 4 : RELATIONS STRUCTURE ET PROPRIÉTÉS
Structure des entités chimiques organiques Isomérie de constitution. Stéréoisomérie de conformation en série aliphatique non cyclique ; ordre de grandeur de la barrière conformationnelle. Représentation de Newman. Représentation topologique. Comparer la stabilité de plusieurs conformations. Stéréoisomérie de configuration : chiralité, énantiomérie, diastéréoisomérie descripteurs stéréochimiques R, S, Z, E. Interpréter la stabilité d’un conformère donné. Attribuer les descripteurs stéréochimiques aux centres stéréogènes. Déterminer la relation d’isomérie entre deux isomères. Représenter une entité chimique organique à partir de son nom, fourni en nomenclature systématique, en tenant compte de la donnée d’éventuelles informations stéréochimiques, en utilisant un type de représentation donné.
Activité optique, pouvoir rotatoire, loi de Biot. Relier la valeur du pouvoir rotatoire à la composition d’un mélange de stéréoisomères.
Séparation de diastéroisomères et d’énantiomères. Citer des analogies et différences de propriétés entre des diastéréoisomères et des énantiomères. Reconnaitre des protocoles de séparation de stéréoisomères.
Chapitre 5 : Réactivité des espèces organiques et premières applications en synthèse
Conséquences de la structure sur la réactivité : nucléophile, électrophile. Identifier les sites électrophiles et/ou nucléophiles d’une entité chimique.
Modélisation microscopique d’une transformation : mécanisme réactionnel, acte élémentaire, molécularité, complexe activé, intermédiaire réactionnel. Distinguer l’équation chimique symbolisant une réaction chimique de l’équation traduisant un acte élémentaire. Distinguer un intermédiaire réactionnel d’un complexe activé. Tracer et commenter un profil énergétique correspondant à un acte élémentaire ou à plusieurs actes élémentaires successifs. Donner la loi de vitesse d’une réaction se déroulant en un seul acte élémentaire.
Interprétation microscopique de l’influence des facteurs cinétiques. Interpréter l’influence des concentrations et de la température sur la vitesse d’un acte élémentaire, en termes de fréquence et d’efficacité des chocs entre entités.
Formalisme des flèches courbes. Utiliser le formalisme des flèches courbes pour rendre compte d’un acte élémentaire et le relier aux caractères nucléophile et électrophile des entités.
Substitution nucléophile aliphatique : mécanismes limites SN2 et SN1 ; propriétés cinétiques et stéréochimiques. Justifier le choix d’un mécanisme limite SN2 ou SN1 par des facteurs structuraux des réactifs et par des résultats expérimentaux sur la stéréochimie des produits ou sur la loi de vitesse de la réaction. Prévoir ou analyser la stéréosélectivité ou la stéréospécificité éventuelle d’une substitution nucléophile. Interpréter des différences de réactivité en termes de polarisabilité. Utiliser le postulat de Hammond pour interpréter l’influence de la stabilité du carbocation sur la vitesse d’une SN1.
Béta élimination ; mécanisme limite E2, propriétés stéréochimiques, régiosélectivité. Prévoir ou analyser la régiosélectivité, la stéréosélectivité et la stéréospécificité éventuelle d’une béta–élimination sur un halogénoalcane acyclique. Interpréter la formation de produits indésirables par la compétition entre les réactions de substitution et d’élimination.
CHAPITRE 4 : RELATIONS STRUCTURE ET PROPRIÉTÉS
Structure des entités chimiques organiques Isomérie de constitution. Stéréoisomérie de conformation en série aliphatique non cyclique ; ordre de grandeur de la barrière conformationnelle. Représentation de Newman. Représentation topologique. Comparer la stabilité de plusieurs conformations. Stéréoisomérie de configuration : chiralité, énantiomérie, diastéréoisomérie descripteurs stéréochimiques R, S, Z, E. Interpréter la stabilité d’un conformère donné. Attribuer les descripteurs stéréochimiques aux centres stéréogènes. Déterminer la relation d’isomérie entre deux isomères. Représenter une entité chimique organique à partir de son nom, fourni en nomenclature systématique, en tenant compte de la donnée d’éventuelles informations stéréochimiques, en utilisant un type de représentation donné.
Activité optique, pouvoir rotatoire, loi de Biot. Relier la valeur du pouvoir rotatoire à la composition d’un mélange de stéréoisomères.
Séparation de diastéroisomères et d’énantiomères. Citer des analogies et différences de propriétés entre des diastéréoisomères et des énantiomères. Reconnaitre des protocoles de séparation de stéréoisomères.
Chapitre 5 : Réactivité des espèces organiques et premières applications en synthèse
Conséquences de la structure sur la réactivité : nucléophile, électrophile. Identifier les sites électrophiles et/ou nucléophiles d’une entité chimique.
Modélisation microscopique d’une transformation : mécanisme réactionnel, acte élémentaire, molécularité, complexe activé, intermédiaire réactionnel. Distinguer l’équation chimique symbolisant une réaction chimique de l’équation traduisant un acte élémentaire. Distinguer un intermédiaire réactionnel d’un complexe activé. Tracer et commenter un profil énergétique correspondant à un acte élémentaire ou à plusieurs actes élémentaires successifs. Donner la loi de vitesse d’une réaction se déroulant en un seul acte élémentaire.
Interprétation microscopique de l’influence des facteurs cinétiques. Interpréter l’influence des concentrations et de la température sur la vitesse d’un acte élémentaire, en termes de fréquence et d’efficacité des chocs entre entités.
Formalisme des flèches courbes. Utiliser le formalisme des flèches courbes pour rendre compte d’un acte élémentaire et le relier aux caractères nucléophile et électrophile des entités.
Substitution nucléophile aliphatique : mécanismes limites SN2 et SN1 ; propriétés cinétiques et stéréochimiques. Justifier le choix d’un mécanisme limite SN2 ou SN1 par des facteurs structuraux des réactifs et par des résultats expérimentaux sur la stéréochimie des produits ou sur la loi de vitesse de la réaction. Prévoir ou analyser la stéréosélectivité ou la stéréospécificité éventuelle d’une substitution nucléophile. Interpréter des différences de réactivité en termes de polarisabilité. Utiliser le postulat de Hammond pour interpréter l’influence de la stabilité du carbocation sur la vitesse d’une SN1.
Béta élimination ; mécanisme limite E2, propriétés stéréochimiques, régiosélectivité. Prévoir ou analyser la régiosélectivité, la stéréosélectivité et la stéréospécificité éventuelle d’une béta–élimination sur un halogénoalcane acyclique. Interpréter la formation de produits indésirables par la compétition entre les réactions de substitution et d’élimination.
Organomagnésiens mixtes : propriétés nucléophiles ; préparation à partir des espèces halogénées ; inversion de polarité (Umpolung) lors de l’insertion du magnésium ; intérêt des organométalliques dans la construction d’une chaîne carbonée. Addition nucléophile, sur l’exemple des réactions entre un organomagnésien mixte et un aldéhyde, une cétone ou le dioxyde de carbone : mécanisme. Déterminer le produit formé lors de la réaction d’un organomagnésien mixte sur un aldéhyde, une cétone ou le dioxyde de carbone et inversement, prévoir les réactifs utilisés lors de la synthèse magnésienne d’un alcool ou d’un acide carboxylique.
CHAPITRE 4 : RELATIONS STRUCTURE ET PROPRIÉTÉS
Structure des entités chimiques organiques Isomérie de constitution. Stéréoisomérie de conformation en série aliphatique non cyclique ; ordre de grandeur de la barrière conformationnelle. Représentation de Newman. Représentation topologique. Comparer la stabilité de plusieurs conformations. Stéréoisomérie de configuration : chiralité, énantiomérie, diastéréoisomérie descripteurs stéréochimiques R, S, Z, E. Interpréter la stabilité d’un conformère donné. Attribuer les descripteurs stéréochimiques aux centres stéréogènes. Déterminer la relation d’isomérie entre deux isomères. Représenter une entité chimique organique à partir de son nom, fourni en nomenclature systématique, en tenant compte de la donnée d’éventuelles informations stéréochimiques, en utilisant un type de représentation donné.
Activité optique, pouvoir rotatoire, loi de Biot. Relier la valeur du pouvoir rotatoire à la composition d’un mélange de stéréoisomères.
Séparation de diastéroisomères et d’énantiomères. Citer des analogies et différences de propriétés entre des diastéréoisomères et des énantiomères. Reconnaitre des protocoles de séparation de stéréoisomères.
Chapitre 5 : Réactivité des espèces organiques et premières applications en synthèse
Conséquences de la structure sur la réactivité : nucléophile, électrophile. Identifier les sites électrophiles et/ou nucléophiles d’une entité chimique.
Modélisation microscopique d’une transformation : mécanisme réactionnel, acte élémentaire, molécularité, complexe activé, intermédiaire réactionnel. Distinguer l’équation chimique symbolisant une réaction chimique de l’équation traduisant un acte élémentaire. Distinguer un intermédiaire réactionnel d’un complexe activé. Tracer et commenter un profil énergétique correspondant à un acte élémentaire ou à plusieurs actes élémentaires successifs. Donner la loi de vitesse d’une réaction se déroulant en un seul acte élémentaire.
Interprétation microscopique de l’influence des facteurs cinétiques. Interpréter l’influence des concentrations et de la température sur la vitesse d’un acte élémentaire, en termes de fréquence et d’efficacité des chocs entre entités.
Formalisme des flèches courbes. Utiliser le formalisme des flèches courbes pour rendre compte d’un acte élémentaire et le relier aux caractères nucléophile et électrophile des entités.
Substitution nucléophile aliphatique : mécanismes limites SN2 et SN1 ; propriétés cinétiques et stéréochimiques. Justifier le choix d’un mécanisme limite SN2 ou SN1 par des facteurs structuraux des réactifs et par des résultats expérimentaux sur la stéréochimie des produits ou sur la loi de vitesse de la réaction. Prévoir ou analyser la stéréosélectivité ou la stéréospécificité éventuelle d’une substitution nucléophile. Interpréter des différences de réactivité en termes de polarisabilité. Utiliser le postulat de Hammond pour interpréter l’influence de la stabilité du carbocation sur la vitesse d’une SN1.
Béta élimination ; mécanisme limite E2, propriétés stéréochimiques, régiosélectivité. Prévoir ou analyser la régiosélectivité, la stéréosélectivité et la stéréospécificité éventuelle d’une béta–élimination sur un halogénoalcane acyclique. Interpréter la formation de produits indésirables par la compétition entre les réactions de substitution et d’élimination.
Organomagnésiens mixtes : propriétés nucléophiles ; préparation à partir des espèces halogénées ; inversion de polarité (Umpolung) lors de l’insertion du magnésium ; intérêt des organométalliques dans la construction d’une chaîne carbonée. Addition nucléophile, sur l’exemple des réactions entre un organomagnésien mixte et un aldéhyde, une cétone ou le dioxyde de carbone : mécanisme. Déterminer le produit formé lors de la réaction d’un organomagnésien mixte sur un aldéhyde, une cétone ou le dioxyde de carbone et inversement, prévoir les réactifs utilisés lors de la synthèse magnésienne d’un alcool ou d’un acide carboxylique.
CHAPITRE 4 : RELATIONS STRUCTURE ET PROPRIÉTÉS
Structure des entités chimiques organiques Isomérie de constitution. Stéréoisomérie de conformation en série aliphatique non cyclique ; ordre de grandeur de la barrière conformationnelle. Représentation de Newman. Représentation topologique. Comparer la stabilité de plusieurs conformations. Stéréoisomérie de configuration : chiralité, énantiomérie, diastéréoisomérie descripteurs stéréochimiques R, S, Z, E. Interpréter la stabilité d’un conformère donné. Attribuer les descripteurs stéréochimiques aux centres stéréogènes. Déterminer la relation d’isomérie entre deux isomères. Représenter une entité chimique organique à partir de son nom, fourni en nomenclature systématique, en tenant compte de la donnée d’éventuelles informations stéréochimiques, en utilisant un type de représentation donné.
Activité optique, pouvoir rotatoire, loi de Biot. Relier la valeur du pouvoir rotatoire à la composition d’un mélange de stéréoisomères.
Séparation de diastéroisomères et d’énantiomères. Citer des analogies et différences de propriétés entre des diastéréoisomères et des énantiomères. Reconnaitre des protocoles de séparation de stéréoisomères.
Chapitre 5 : Réactivité des espèces organiques et premières applications en synthèse
Conséquences de la structure sur la réactivité : nucléophile, électrophile. Identifier les sites électrophiles et/ou nucléophiles d’une entité chimique.
Modélisation microscopique d’une transformation : mécanisme réactionnel, acte élémentaire, molécularité, complexe activé, intermédiaire réactionnel. Distinguer l’équation chimique symbolisant une réaction chimique de l’équation traduisant un acte élémentaire. Distinguer un intermédiaire réactionnel d’un complexe activé. Tracer et commenter un profil énergétique correspondant à un acte élémentaire ou à plusieurs actes élémentaires successifs. Donner la loi de vitesse d’une réaction se déroulant en un seul acte élémentaire.
Interprétation microscopique de l’influence des facteurs cinétiques. Interpréter l’influence des concentrations et de la température sur la vitesse d’un acte élémentaire, en termes de fréquence et d’efficacité des chocs entre entités.
Formalisme des flèches courbes. Utiliser le formalisme des flèches courbes pour rendre compte d’un acte élémentaire et le relier aux caractères nucléophile et électrophile des entités.
Substitution nucléophile aliphatique : mécanismes limites SN2 et SN1 ; propriétés cinétiques et stéréochimiques. Justifier le choix d’un mécanisme limite SN2 ou SN1 par des facteurs structuraux des réactifs et par des résultats expérimentaux sur la stéréochimie des produits ou sur la loi de vitesse de la réaction. Prévoir ou analyser la stéréosélectivité ou la stéréospécificité éventuelle d’une substitution nucléophile. Interpréter des différences de réactivité en termes de polarisabilité. Utiliser le postulat de Hammond pour interpréter l’influence de la stabilité du carbocation sur la vitesse d’une SN1.
Béta élimination ; mécanisme limite E2, propriétés stéréochimiques, régiosélectivité. Prévoir ou analyser la régiosélectivité, la stéréosélectivité et la stéréospécificité éventuelle d’une béta–élimination sur un halogénoalcane acyclique. Interpréter la formation de produits indésirables par la compétition entre les réactions de substitution et d’élimination.
Organomagnésiens mixtes : propriétés nucléophiles ; préparation à partir des espèces halogénées ; inversion de polarité (Umpolung) lors de l’insertion du magnésium ; intérêt des organométalliques dans la construction d’une chaîne carbonée. Addition nucléophile, sur l’exemple des réactions entre un organomagnésien mixte et un aldéhyde, une cétone ou le dioxyde de carbone : mécanisme. Déterminer le produit formé lors de la réaction d’un organomagnésien mixte sur un aldéhyde, une cétone ou le dioxyde de carbone et inversement, prévoir les réactifs utilisés lors de la synthèse magnésienne d’un alcool ou d’un acide carboxylique.
REACTIONS ACIDE-BASE
Reconnaître une réaction acide-base à partir de son équation.
Écrire l’équation de la réaction modélisant une transformation en solution aqueuse en tenant compte des caractéristiques du milieu réactionnel (nature des espèces chimiques en présence, pH) et des observations expérimentales.
Utiliser des tables pour extraire les données thermodynamiques pertinentes pour étudier un système en solution aqueuse.
Déterminer la valeur de la constante thermodynamique d’équilibre pour une équation de réaction, combinaison linéaire d’équations dont les constantes thermodynamiques sont connues.
Déterminer la composition chimique du système dans l’état final, en distinguant les cas d’équilibre chimique et de transformation totale, pour une transformation modélisée par une réaction chimique unique.
Utiliser les diagrammes de prédominance pour prévoir les espèces incompatibles ou la nature des espèces majoritaires.
Retrouver les valeurs de constantes thermodynamiques d’équilibre par lecture de courbes de distribution et de diagrammes de prédominance (et réciproquement).
Il n'y a pas de colles cette semaine.
REACTIONS ACIDE-BASE
Reconnaître une réaction acide-base à partir de son équation.
Écrire l’équation de la réaction modélisant une transformation en solution aqueuse en tenant compte des caractéristiques du milieu réactionnel (nature des espèces chimiques en présence, pH) et des observations expérimentales.
Utiliser des tables pour extraire les données thermodynamiques pertinentes pour étudier un système en solution aqueuse.
Déterminer la valeur de la constante thermodynamique d’équilibre pour une équation de réaction, combinaison linéaire d’équations dont les constantes thermodynamiques sont connues.
Déterminer la composition chimique du système dans l’état final, en distinguant les cas d’équilibre chimique et de transformation totale, pour une transformation modélisée par une réaction chimique unique.
Utiliser les diagrammes de prédominance pour prévoir les espèces incompatibles ou la nature des espèces majoritaires.
Retrouver les valeurs de constantes thermodynamiques d’équilibre par lecture de courbes de distribution et de diagrammes de prédominance (et réciproquement).
REACTIONS ACIDE-BASE
Reconnaître une réaction acide-base à partir de son équation.
Écrire l’équation de la réaction modélisant une transformation en solution aqueuse en tenant compte des caractéristiques du milieu réactionnel (nature des espèces chimiques en présence, pH) et des observations expérimentales.
Utiliser des tables pour extraire les données thermodynamiques pertinentes pour étudier un système en solution aqueuse.
Déterminer la valeur de la constante thermodynamique d’équilibre pour une équation de réaction, combinaison linéaire d’équations dont les constantes thermodynamiques sont connues.
Déterminer la composition chimique du système dans l’état final, en distinguant les cas d’équilibre chimique et de transformation totale, pour une transformation modélisée par une réaction chimique unique.
Utiliser les diagrammes de prédominance pour prévoir les espèces incompatibles ou la nature des espèces majoritaires.
Retrouver les valeurs de constantes thermodynamiques d’équilibre par lecture de courbes de distribution et de diagrammes de prédominance (et réciproquement).
REACTIONS ACIDE-BASE
Reconnaître une réaction acide-base à partir de son équation.
Écrire l’équation de la réaction modélisant une transformation en solution aqueuse en tenant compte des caractéristiques du milieu réactionnel (nature des espèces chimiques en présence, pH) et des observations expérimentales.
Utiliser des tables pour extraire les données thermodynamiques pertinentes pour étudier un système en solution aqueuse.
Déterminer la valeur de la constante thermodynamique d’équilibre pour une équation de réaction, combinaison linéaire d’équations dont les constantes thermodynamiques sont connues.
Déterminer la composition chimique du système dans l’état final, en distinguant les cas d’équilibre chimique et de transformation totale, pour une transformation modélisée par une réaction chimique unique.
Utiliser les diagrammes de prédominance pour prévoir les espèces incompatibles ou la nature des espèces majoritaires.
Retrouver les valeurs de constantes thermodynamiques d’équilibre par lecture de courbes de distribution et de diagrammes de prédominance (et réciproquement).
REACTIONS DE PRECIPITATION
réaction de dissolution, constante de solubilité Ks ; - solubilité et condition de précipitation ; - domaine d’existence ; - facteurs influençant la solubilité.
Prévoir l’état de saturation ou de non saturation d’une solution. Utiliser les diagrammes de prédominance ou d’existence pour prévoir les espèces incompatibles ou la nature des espèces majoritaires. Retrouver les valeurs de constantes thermodynamiques d’équilibre par lecture de courbes de distribution et de diagrammes de prédominance (et réciproquement). Exploiter des courbes d’évolution de la solubilité d’un solide en fonction d’une variable.
REACTIONS ACIDE-BASE ET DE PRECIPITATION
Reconnaître une réaction acide-base à partir de son équation.
Écrire l’équation de la réaction modélisant une transformation en solution aqueuse en tenant compte des caractéristiques du milieu réactionnel (nature des espèces chimiques en présence, pH) et des observations expérimentales.
Utiliser des tables pour extraire les données thermodynamiques pertinentes pour étudier un système en solution aqueuse.
Déterminer la valeur de la constante thermodynamique d’équilibre pour une équation de réaction, combinaison linéaire d’équations dont les constantes thermodynamiques sont connues.
Déterminer la composition chimique du système dans l’état final, en distinguant les cas d’équilibre chimique et de transformation totale, pour une transformation modélisée par une réaction chimique unique.
Utiliser les diagrammes de prédominance pour prévoir les espèces incompatibles ou la nature des espèces majoritaires.
Retrouver les valeurs de constantes thermodynamiques d’équilibre par lecture de courbes de distribution et de diagrammes de prédominance (et réciproquement).
réaction de dissolution, constante de solubilité Ks ; - solubilité et condition de précipitation ; - domaine d’existence ; - facteurs influençant la solubilité.
Prévoir l’état de saturation ou de non saturation d’une solution. Utiliser les diagrammes de prédominance ou d’existence pour prévoir les espèces incompatibles ou la nature des espèces majoritaires. Retrouver les valeurs de constantes thermodynamiques d’équilibre par lecture de courbes de distribution et de diagrammes de prédominance (et réciproquement). Exploiter des courbes d’évolution de la solubilité d’un solide en fonction d’une variable.
REACTIONS ACIDE-BASE ET DE PRECIPITATION
Reconnaître une réaction acide-base à partir de son équation.
Écrire l’équation de la réaction modélisant une transformation en solution aqueuse en tenant compte des caractéristiques du milieu réactionnel (nature des espèces chimiques en présence, pH) et des observations expérimentales.
Utiliser des tables pour extraire les données thermodynamiques pertinentes pour étudier un système en solution aqueuse.
Déterminer la valeur de la constante thermodynamique d’équilibre pour une équation de réaction, combinaison linéaire d’équations dont les constantes thermodynamiques sont connues.
Déterminer la composition chimique du système dans l’état final, en distinguant les cas d’équilibre chimique et de transformation totale, pour une transformation modélisée par une réaction chimique unique.
Utiliser les diagrammes de prédominance pour prévoir les espèces incompatibles ou la nature des espèces majoritaires.
Retrouver les valeurs de constantes thermodynamiques d’équilibre par lecture de courbes de distribution et de diagrammes de prédominance (et réciproquement).
réaction de dissolution, constante de solubilité Ks ; - solubilité et condition de précipitation ; - domaine d’existence ; - facteurs influençant la solubilité.
Prévoir l’état de saturation ou de non saturation d’une solution. Utiliser les diagrammes de prédominance ou d’existence pour prévoir les espèces incompatibles ou la nature des espèces majoritaires. Retrouver les valeurs de constantes thermodynamiques d’équilibre par lecture de courbes de distribution et de diagrammes de prédominance (et réciproquement). Exploiter des courbes d’évolution de la solubilité d’un solide en fonction d’une variable.
REACTIONS D'OXYDOREDUCTION
Oxydants et réducteurs, réactions d’oxydo- réduction Nombre d’oxydation. Exemples d’oxydants et de réducteurs minéraux usuels : nom et formule des ions thiosulfate, permanganate, hypochlorite, du dichlore, du peroxyde d’hydrogène, du dioxygène, du dihydrogène, des métaux. Lier la position d’un élément dans le tableau périodique et le caractère oxydant ou réducteur du corps simple correspondant. Prévoir les nombres d’oxydation extrêmes d’un élément à partir de sa position dans le tableau périodique. Identifier l’oxydant et le réducteur d’un couple.
REACTIONS ACIDE-BASE ET DE PRECIPITATION
Reconnaître une réaction acide-base à partir de son équation.
Écrire l’équation de la réaction modélisant une transformation en solution aqueuse en tenant compte des caractéristiques du milieu réactionnel (nature des espèces chimiques en présence, pH) et des observations expérimentales.
Utiliser des tables pour extraire les données thermodynamiques pertinentes pour étudier un système en solution aqueuse.
Déterminer la valeur de la constante thermodynamique d’équilibre pour une équation de réaction, combinaison linéaire d’équations dont les constantes thermodynamiques sont connues.
Déterminer la composition chimique du système dans l’état final, en distinguant les cas d’équilibre chimique et de transformation totale, pour une transformation modélisée par une réaction chimique unique.
Utiliser les diagrammes de prédominance pour prévoir les espèces incompatibles ou la nature des espèces majoritaires.
Retrouver les valeurs de constantes thermodynamiques d’équilibre par lecture de courbes de distribution et de diagrammes de prédominance (et réciproquement).
réaction de dissolution, constante de solubilité Ks ; - solubilité et condition de précipitation ; - domaine d’existence ; - facteurs influençant la solubilité.
Prévoir l’état de saturation ou de non saturation d’une solution. Utiliser les diagrammes de prédominance ou d’existence pour prévoir les espèces incompatibles ou la nature des espèces majoritaires. Retrouver les valeurs de constantes thermodynamiques d’équilibre par lecture de courbes de distribution et de diagrammes de prédominance (et réciproquement). Exploiter des courbes d’évolution de la solubilité d’un solide en fonction d’une variable.
REACTIONS D'OXYDOREDUCTION
Oxydants et réducteurs, réactions d’oxydo- réduction Nombre d’oxydation. Exemples d’oxydants et de réducteurs minéraux usuels : nom et formule des ions thiosulfate, permanganate, hypochlorite, du dichlore, du peroxyde d’hydrogène, du dioxygène, du dihydrogène, des métaux. Lier la position d’un élément dans le tableau périodique et le caractère oxydant ou réducteur du corps simple correspondant. Prévoir les nombres d’oxydation extrêmes d’un élément à partir de sa position dans le tableau périodique. Identifier l’oxydant et le réducteur d’un couple.
REACTIONS D'OXYDO-REDUCTION
Nombre d’oxydation. Exemples d’oxydants et de réducteurs minéraux usuels : nom et formule des ions thiosulfate, permanganate, hypochlorite, du dichlore, du peroxyde d’hydrogène, du dioxygène, du dihydrogène, des métaux. Lier la position d’un élément dans le tableau périodique et le caractère oxydant ou réducteur du corps simple correspondant. Prévoir les nombres d’oxydation extrêmes d’un élément à partir de sa position dans le tableau périodique. Identifier l’oxydant et le réducteur d’un couple.
Pile, tension à vide, potentiel d’électrode, potentiel standard, formule de Nernst, électrodes de référence. Décrire le fonctionnement d’une pile à partir d’une mesure de tension à vide ou à partir des potentiels d’électrode. Déterminer la capacité électrique d’une pile.
Diagrammes de prédominance ou d’existence. Aspect thermodynamique des réactions d’oxydo-réduction. Dismutation et médiamutation. Utiliser les diagrammes de prédominance ou d’existence pour prévoir les espèces incompatibles ou la nature des espèces majoritaires. Prévoir qualitativement ou quantitativement le caractère thermodynamiquement favorisé ou défavorisé d’une réaction d’oxydo-réduction à partir des potentiels standard des couples.
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REACTIONS D'OXYDO-REDUCTION
Nombre d’oxydation. Exemples d’oxydants et de réducteurs minéraux usuels : nom et formule des ions thiosulfate, permanganate, hypochlorite, du dichlore, du peroxyde d’hydrogène, du dioxygène, du dihydrogène, des métaux. Lier la position d’un élément dans le tableau périodique et le caractère oxydant ou réducteur du corps simple correspondant. Prévoir les nombres d’oxydation extrêmes d’un élément à partir de sa position dans le tableau périodique. Identifier l’oxydant et le réducteur d’un couple.
Pile, tension à vide, potentiel d’électrode, potentiel standard, formule de Nernst, électrodes de référence. Décrire le fonctionnement d’une pile à partir d’une mesure de tension à vide ou à partir des potentiels d’électrode. Déterminer la capacité électrique d’une pile.
Diagrammes de prédominance ou d’existence. Aspect thermodynamique des réactions d’oxydo-réduction. Dismutation et médiamutation. Utiliser les diagrammes de prédominance ou d’existence pour prévoir les espèces incompatibles ou la nature des espèces majoritaires. Prévoir qualitativement ou quantitativement le caractère thermodynamiquement favorisé ou défavorisé d’une réaction d’oxydo-réduction à partir des potentiels standard des couples.
Le programme de colles de cette semaine n'est pas défini.
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