cahier de texte-2nde période option PSI

Cahier de texte – Chimie –

2ème période option PSI

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Cours de seconde période – option PSI

Mercredi 7 février 2018

Cristallographie

I – Bases de la cristallographie

1°) Etat cristallin

2°) Repères historiques de cristallographie

3°) Modèle du cristal parfait

4°) La classification des solides cristallisés

5°) Décrire un cristal : maille, motif et structure cristalline
5.1. Maille : définition
5.2. Réseau, ensemble de noeuds
5.3. Motif d’un cristal
5.4. Structure cristalline

II – Définitions : grandeurs importantes attachées à la description d’un cristal parfait

1°) Nombre de motifs Z par maille, ou population de la maille

2°) Coordinence

3°) Masse volumique μ

4°) Compacité C


 

VACANCES DE FÉVRIER


 

Mardi 27 février 2018

III – Les métaux

1°) Définition : métal et liaison métallique
1.1. La liaison métallique
1.2. Les métaux dans la classification périodique des éléments

2°) Les empilements compacts
2.1. Etude d’une des deux structures compactes : étude de la structure cubique à faces centrées, ou structure CFC
2.2. L’autre structure compacte : étude (sommaire) de la structure hexagonale compacte HC

3°) Localisation des sites intersticiels dans la maille CFC et habitabilité de la maille
3.1. Définition et nature des sites de la structure CFC, « trous » de la structure.
3.2. Habitabilité de ce ces sites

4°) Alliages : définitions, intérêts
4.1. Définitions et exemples
4.2. Deux types d’alliage

5°) Structure cristalline des principaux métaux

IV. Les cristaux ioniques. 

1°) Le modèle du cristal ionique parfait

2°) La liaison ionique

3°) L’approche descriptive

4°) Etude d’une structure ionique de type AB : le chlorure de sodium

Mercredi 28 février 2018

V. Les cristaux macrocovalents

1°) la liaison dans les cristaux macrocovalents

2°) Exemples de cristaux macrocovalents : les variétés allotropiques du carbone.
2.1. Le carbone diamant
2.2. Le carbone graphite : exemple de structure cristalline bidimensionnelle

VI – Les cristaux moléculaires

1°) Propriétés

2°) Un exemple de cristal moléculaire : le diiode.

3°) Un autre exemple : la liaison hydrogène responsable de la cohésion de la glace.

VII – Les systèmes cristallins et les réseaux de Bravais

Mercredi 7 mars 2018

Transformations chimiques en solution aqueuseIMG_1761

Equilibres acido-basiques en solution aqueuse

I Que sont les acides et les bases ?

  1. Acide et base : définitions selon la théorie de Brönsted et Lowry
  2. Acides et bases conjuguées
  3. Quelques exemples de comportement acido-basique : polyacide et polybase ; composé amphotère

3.1. Echange de proton entre les molécules d’eau
3.2. Espèces amphotères
3.3. Polyacides et polybases

4. L’échelle des pH
4.1. La définition du pH d’une solution aqueuse
4.2. Quelques valeurs typiques de pH de solutions aqueuses courantes.

5. Acides et bases courants du laboratoire et de la vie courante, au programme 7

II – la réaction acide/base

  1. Les acides forts et les bases fortes
  2. Les acides faibles et les bases faibles : constante d’acidité associée
  3. Classement des acides et des bases sur une échelle de pKA
  4. Prévision du caractère total ou très limité des réactions

III. Diagramme de prédominance des formes Acide et Base et diagramme de distribution

  1. Diagramme de prédominance
  2. Diagramme de distribution

IV – Etablissement de la composition de quelques solutions « simple » ; méthode de la Réaction Prépondérante

V – Les solutions tampon

  1. Propriétés et définition
  2. Exemples
  3. Préparation

VI – Les titrages acido-basiques

Mardi 13 mars 2018

TP : initiation aux titrages

titrages de l’acide oxalique par manganimétrie et dosage de la même solution par la soude (pH-métrie).

Mercredi 20 mars 2018

suite du cours « équilibres acido-basiques »

Mardi 26 mars 2018

TP :tirages pH-métriques et conductimétriques de différents détartrants : acide sulfurique/viniagre/détartrant en solution : comparaison des différentes allures de courbes, interprétation.

Mercredi 27 mars 2018

fin des l’exploitation des courbes de titrages

Equilibres de précipitation en solution aqueuse

I La réaction de précipitation

1°) Saturation d’une solution

2°) Précipité

3°) Produit de solubilité

Mercredi 4 avril 2018

4°) Définition de la solubilité s d’un précipité
4.1. Définition
4.2. Quelques exemples : calculs de solubilités.
4.3. Cas d’un gaz

5°) Solubilité et effet d’ions communs

 

II Critère de précipitation et diagramme d’existence d’un précipité

1°) Précipitation ou pas ? Critère de précipitation


 

VACANCES DE PÂQUES


Mercredi 26 avril 2018

2°) Diagramme d’existence des précipités.

3°) Exemple

III Influence de différents facteurs sur la solubilité s

1°) Influence du pH : exemple de la solubilité de l’hydroxyde d’aluminium en fonction du pH
1.1. Diagramme d’existence du solide
1.2. Compléments : étude de la solubilité de l’hydroxyde en fonction du pH de la solution

2°) Influence de la température

Mardi 25 avril 2018

 

 

Oxydo-réduction en solution aqueuse

oscillations de la réaction de Bélouzov-Zhabotinski, filmées par Pierre, étudiant de seconde année.

I. Le couple oxydant-réducteur

  1. Le couple oxydant-réducteur
  2. Oxydant et réducteur

1.1. Définition : le couple Ox/Red et la demi-équation électronique

1.2. L’échange d’électron implique deux couples d’oxydo-réduction

  1. Nombre d’oxydation, ou degré d’oxydation

2.1. Définition
2.2. Règles utilisées
2.3. Variation du nombre d’oxydation d’un élément chimique de la classification

  1. Utilisation : équilibrage des réactions d’oxydoréduction

3.1. Démarche générale
3.2. Dismutation et médiamutation

  1. Les couples d’oxydo-réduction de l’eau

4.1. L’eau réductrice
4.2. L’eau oxydante

  1. Quelques oxydants et réducteurs du laboratoire de chimie

II Electrodes; potentiel d’électrode et formule de Nernst

  1. Définition d’une électrode ; anode et cathode d’une pile
  2. Potentiel d’oxydoréduction, ou potentiel d’électrode.

2.1. L’électrode standard à hydrogène (E.S.H)
2.2. Définition du potentiel d’électrode : relation de Nernst
2.2. Expression du potentiel d’électrode : relation de Nernst
2.3. Exemples d’expressions du potentiel d’électrode

 

III Utilisation des piles

  1. Prévision des réactions
  2. Laissons la pile débiter…
  3. Capacité d’une pile

IV L’échange direct d’électrons en solution aqueuse

  1. Calcul de la constante d’équilibre d’une réaction d’oxydoréduction

1.1. En utilisant l’unicité du potentiel d’électrode à l’équilibre
1.2. En manipulant une grandeur associée à chaque demi-équation électronique

  1. Classement des différents couples Oxydant/Réducteur

V Titrages en oxydo-réduction

  1. Les différents types d’électrodes rencontrées en salle de travaux pratiques

1.1. Electrode de première espèce
1.2. Electrode de seconde espèce : l’électrode au calomel saturée par exemple
1.3. Electrode de troisième espèce

  1. Titrage en présence d’un indicateur coloré d’oxydo-réduction
  2. par un suivi potentiométrique

Jeudi 16 mars 2017 : ds n° 4 option SI  : oxydo-réduction en solution aqueuse

Jeudi 23 mars 2017 
TP1-option SI : titrage potentiométrique d’une solution de sel de Mohr par les ions permanganate.

Jeudi 30 mars 2017 
TP2-option SI : titrages acido-basiques

Jeudi 11 mai 2017 
TP3-option SI : détermination du produit de solubilité de Ba(IO3)2(s)

Jeudi  8  juin

Tracés et utilisations des diagrammes potentiel-pH

I Influence du pH et du potentiel d’électrode sur les réactions d’oxydo-réduction

II Principes généraux de construction

1) Délimitation des zones de prédominance ou d’existence sur le diagramme

2) Conventions de tracé
2.1. Conventions générales
2.2. Concentration de tracé du diagramme
2.3. Convention de frontière entre deux espèces du diagramme

III Le diagramme potentiel-pH de l’eau

1) Les couples d’oxydoréduction de l’eau
1.1. L’eau réductrice
1.2. L’eau oxydante

2) Equations des deux droites frontières E=f(pH) du diagramme E-pH de l’eau
2.1. Le couple O2(g)/H2O(g)
2.2. Le couple H+(aq)/H2(g)

3) Le tracé du diagramme potentiel-pH de l’eau

Jeudi  15  juin

visite à l’Université de La Rochelle : présentation de posters d’étudiants en CMI.

Vendredi 16  juin

IV Etablissement du diagramme potentiel-pH du fer : méthode générale

1) Recensement des espèces envisagées et données thermodynamiques minimales.

2) Étude des espèces pour un degré d’oxydation donné : tableau prévisionnel

3) Tracé du diagramme : établissement de l’équation des droites frontières
3.1. Equation de la droite frontière entre Fe3+(aq) et Fe2+(aq) :
3.2. Equation de la droite frontière entre Fe2+(aq) et Fe(s) :
3.3. Equation de la droite frontière entre Fe(OH)3(s) et Fe2+(aq) :
3.4. Equation de la droite frontière entre Fe(OH)3(s) et Fe(OH)2(s) :
3.5. Equation de la droite frontière entre Fe(OH)2(s) et Fe(s) :

4) Utilisation du diagramme potentiel-pH du fer
4.1. A propos des espèces contenant l’élément fer uniquement
4.2. A propos des espèces contenant l’élément fer et l’eau

V Résultats généraux applicables aux diagrammes E-pH

VI Le diagramme potentiel-pH du dibrome : apparition d’une dismutation

1) Recensement des espèces envisagées et données thermodynamiques minimales.

2) Étude des espèces pour un degré d’oxydation donné : tableau prévisionnel

3) Tracé du diagramme – compréhension de son allure
3.1. Le diagramme
3.2. STOP : DISMUTATION Observée !
3.3. Reprise du diagramme et fin du tracé :

4) Utilisation du diagramme potentiel-pH du brome

VII D’un tracé potentiel-pH, déduction de constantes d’équilibre et de potentiel standard

Exemple : diagramme potentiel-pH du cadmium

Jeudi 22  juin : ds n° 5 option PSI

 

Jeudi 29 juin

Equilibres de complexation en solution aqueuse

I – La réaction de complexation : l’échange de ligand

  1. Définition
  2. Nomenclature

II Les constantes d’équilibres associées aux réactions de complexation

1°) Constante de formation

1.1. Constante globale de formation
1.2. Constante successive de formation

2°) Constante de dissociation

III – Diagrammes de prédominance et de distribution

  1. Diagramme de prédominance 1
  2. Diagramme de distribution des différentes formes d’un complexe

 

2.1. Premier exemple : diagramme de distribution des complexes du fer(III)

2.2. Second exemple : diagramme de distribution des complexes des ions argent(I)

IV- Composition de solutions où s’établissent des équilibres de complexation

  1. Exemple 1 : étude de la dissociation d’un complexe
  2. Exemple 2 : complexation et précipitation