cahier de texte – 2nde période option PC

 

Cahier de texte – Chimie – 2ème période option PC

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Lundi 26 février 2018 (TD cours 2 h : fin du programme de 1ère période)

Chapitre 11 : conformation des molécules en chimie organique

I. Conformation : définition  

II. Conformations de la molécule d’éthane       

1. Conformations remarquables de la molécule d’éthane

2. Aspect énergétique : éléments d’analyse conformationnelle

III. Conformations de la molécule de butane

1. Conformations remarquables de la molécule de butane

2. Aspect énergétique : éléments d’analyse conformationnelle

IV. Conformations de la molécule de cyclohexane            

1. Les conformations remarquables de la molécule de cyclohexane

2. Courbe d’analyse conformationnelle du cyclohexane

3. Cas du cyclohexane substitué

4. Représentation des cyclohexanes – nomenclature cis-trans

 

Chapitre 12 : spectroscopies

 

Exercices

Mercredi 28 février 2018
TIPE : suivi des étudiants dans le choix d’un sujet

Jeudi 1er mars (groupe PC)

Chapitre 15 : Réactions de substitutions nucléophiles et réactions d’élimination

I. Atomes à ajouter, à remplacer, à éliminer…descriptions des réactions étudiées

1. Les trois grands types de réactions rencontrées dans ce cours de chimie organique
1.1. « des atomes à ajouter »
1.2. « des atomes à emporter ou éliminer »
1.3. « des atomes à remplacer »

2. Les chimistes organiciens utilisent des flèches…courbes

3. Electrophile et nucléophile
3.1. Nucléophile
3.2. Electrophile

II. Présentation et réactivité des dérivés monohalogénés

1. Les dérivés monohalogénés
1.1 Formule générale
1.2. Les différentes classes de dérivés monohalogénés
1.3. Nomenclature des dérivés monohalogénés
1.4. Propriétés physiques des dérivés monohalogénés
1.5. Obtention des dérivés monohalogénés

2. Relation structure – réactivité
2.1. Structure et effets électriques dans la molécule RX
a.    Structure
b. Polarisation de la liaison carbone-halogène
c. Polarisabilité de la liaison carbone-halogène
2.2. Réactivité des dérivés monohalogénés RX
a. Effet conjugué de la polarisation et de la polarisabilité de la liaison C-X
b. Réaction mettant en jeu les dérivés monohalogénés

III. Etudes des réactions de substitution nucléophile

1. Bilan général

2. Exemples
2.1. Le substrat est neutre et le nucléophile est neutre
2.2. Le substrat est neutre et le nucléophile est anionique

3. La substitution nucléophile bimoléculaire, SN2
3.1. Mécanisme et loi de vitesse de la réaction SN2
3.2. Stéréochimie de la réaction SN2
3.3. Influence de quelques facteurs sur la réaction SN2
3.4.Profil énergétique de la réaction SN2

Mercredi 7 mars 2018 
TIPE : suivi des étudiants dans le choix d’un sujet

Jeudi 8 mars (groupe PC)

4. La substitution nucléophile bimoléculaire, SN1
4.1. Mécanisme et loi de vitesse de la réaction SN1
a – Le mécanisme de la réaction SN1 comporte deux étapes :
4.2. Stéréochimie de la réaction SN1
4.3. Profil énergétique de la réaction SN1

4.4. Influence de quelques facteurs sur la réaction SN1

5. SN1 versus SN2
5.1. SN1 ou SN2 en fonction des structures
5.2. SN1 versus SN2 en fonction des variations structurales
5.2. SN1 versus SN2 de différentes chlorures d’alkyle lors d’une solvolyse.

V Les réactions d’élimination ; étude de la réaction d’élimination E2

1. Bilan général des réactions de béta-élimination

2. Règle de Zaïtzev : régiosélectivité de la réaction d’élimination

Lundi 12 mars 2018
TP : synthèse magnésienne / préparation du triphénylméthanol

Mercredi 14 mars 2018
TIPE : suivi des étudiants dans le choix d’un sujet 

Jeudi 15 mars

3. Contraintes stéréochimiques pour le déroulement de la réaction E2.

4. Facilité de la réaction E2

VI Compétition substitution – élimination

Chapitre 16 : Oxydoréduction en chimie organique

I- Nombre d’oxydation en chimie organique

1) Nombre d’oxydation de C et nombre d’oxydation moyen

2) Oxydation et réduction en chimie organique

II Du groupe alkyle au groupe carboxyle ou inversement : les états d’oxydation du carbone dans des groupes caractéristiques.

1) Oxydation ou réduction de groupes caractéristiques

2) Ecriture des demi-équations-électroniques

III Oxydation des alcools

1) Les trois classes d’alcools et le produit de leur oxydation

2) Oxydation contrôlée des alcools primaires en aldéhydes

3) Oxydation des alcools secondaires en cétones

4) Oxydation chimiosélective

 

 

Mercredi 21 mars 2018
TIPE : suivi des étudiants dans le choix de leur sujet

Jeudi 22 mars (groupe PC)

IV Oxydation des alcènes, sans et avec clivage

1) Passage au diol (vicinal) : oxydation sans clivage

1.1. Bilan : de l’alcène au diol vicinal avec OsO4
1.2. Exemples
1.3. Stéréosélectivité et stéréospécificité de la réaction
1.4. OsO4 : catalyseur de la réaction en présence d’un co-catalyseur

2) Passage aux composés carbonylés : coupure oxydante des diols par les ions periodate

3) Passage aux composés carbonylés : coupure oxydante en présence de OsO4 (cat) et d’ions periodate

3.1. Bilan général de l’oxydation de Lemieux-Johnson (1956)
3.2. Exemples

 

Lundi 26 mars 2018

TP : synthèse malonique : SN à partir du malonate de diéthyle et du dibromoéthane

Mercredi 28 mars 2018
TIPE : suivi des étudiants dans le choix de leur sujet

Jeudi 29 mars 2018

V Réductions des aldéhydes et cétones en alcools

1) Bilan général

2) Réduction par NaBH4, réducteur chimiosélectif des aldéhydes et cétones

2.1. Bilan général
2.2. Mécanisme réactionnel
2.3. Stéréosélectivité ou non ?

3)  Autres hydrures utilisés

Exercices

Mercredi 4 avril 2018
TIPE : suivi des étudiants dans leur choix de sujets

Jeudi 5 avril 2018

Chapitre 17 : activation de groupes en chimie organique

I Activation nucléophile des alcools et des phénols               

1) Nucléophilie et basicité, aptitude ou pouvoir nucléofuge.

1.1. Basicité
1.2. Nucléophilie
1.3.Aptitude nucléofuge

2) Présentation des alcools et des étheroxydes

2.1. Les alcools possèdent une liaison Ctétra-OH
2.2. Les phénols possèdent une liaison Ctri-OH

3) Passage à l’anion alcoolate ou phénolate : intérêt en synthèse

3.1. Passage de l’alcool à sa base conjuguée, l’ion alcoolate, par action d’une base
3.2. Passage de l’alcool à sa base conjuguée, l’ion alcoolate, par action d’un réducteur
3.3. Applications : synthèse de Williamson
3.3.1. Bilan
3.3.2. Exemples
3.3.3. Stratégie de synthèse
3.3.4. Applications importantes


 

VACANCES DE PÂQUES


 

Lundi 24 avril 2018

TP : oxydation du bornéol en camphre par le réactif de Jones et réduction du camphre en bornéol par NaBH4.

Mercredi 26 avril 2018
TIPE : suivi des étudiants dans leur choix de sujets

puis ensuite…

II Activation électrophile des alcools                                                                                                                 

1)    Activation par protonation de l’alcool

2)    Activation par conversion de l’alcool en mésylate ou tosylate

3) Evolution et transformation de l’alcool après l’activation

3.1. Passage à l’alcène – réaction d’élimination
3.1.1. Déshydratation par catalyse acide
3.1.2. Elimination basique à partir d’un mésylate ou d’un tosylate
3.2. Passage à R-Nu – réaction de substitution
3.2.1. Passage aux dérivés monohalogénés :   action d’une solution concentrée d’halogénure d’hydrogène
3.2.2. Passage aux dérivés monohalogénés :   substitution sur un tosylate ou un mésylate

 

Mercredi 12 avril 2017
TIPE : présentation des différents MCOT sous la forme d’un diaporama.

Jeudi 13 avril (groupe PC)

III Activation électrophile du groupe carbonyle                                                                                    

1) Acétalisation du groupe carbonyle

1.1. Bilan général
1.2. Mécanisme limite en milieu acide
1.3. Exemple de protocole expérimental
1.4. Exemples

2) cas du glucose : hémiacétalisation du glucose

2.1. Bilan de l’hémiacétalisation du glucose : formation d’un hémiacétal cyclique
2.2. Stéréochimie des deux anomères
2.3. Mutarotation du glucose

Chapitre 18 : protection de groupes en chimie organique

I- Pourquoi protéger ?      

II- Protection du groupe carbonyle                  

  1. Premier exemple : protection par passage à l’acétal
  2. Autre exemple d’une protection par passage à l’acétal
  3. Une variante : protection par un analogue soufré

III- Protection du groupe hydroxyle   

  1. Passage à l’étheroxyde
  2. Exemples

2.1. Un alcool ROH ou un phénol PhOH sera protégé en utilisant CH3Br ou CH3I
2.2. Un diol vicinal sera protégé par la propanone
2.3. Un alcool pourra être protégé de plusieurs façons différentes.
2.3.1. par une synthèse de Wiliamson, comme les phénols
2.3.2. par passage à un ester
2.3.3. en utilisant le chlorure ou le bromure de benzyle
2.3.4. en utilisant les éthers silylés

IV Faut-il toujours protéger ?

Jeudi 13 avril (groupe PC) / DS de chimie n°6 :substitution, élimination, additions nucléophile : tout le cours de chimie organique.


VACANCES DE PRINTEMPS


Mardi 2 mai 2017

TP 5_période 2 : déshydratation du 2-méthylcyclohexanol


Jeudi 4 mai

Chapitre 19 : Equilibres d’oxydo-réduction en solution aqueuse

I. Le couple oxydant-réducteur

1. 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

2. 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

3. Utilisation du nombre d’oxydation : équilibrage des réactions d’oxydoréduction
3.1. Démarche générale
3.2. Dismutation et médiamutation

4. Les couples d’oxydo-réduction de l’eau
4.1. L’eau réductrice
4.2. L’eau oxydante

5. 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

Jeudi 11 mai

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

2. 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

2. Titrage en présence d’un indicateur coloré d’oxydo-réduction

3. par un suivi potentiométrique

Mardi 16 mai

Chapitre 20 : 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 4
  2. Acides et bases conjuguées 4
  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

Jeudi 18 mai 2017

TP 6_période 2 : titrage des ions Fe(II) d’une solution de sel de Mohr par les ions Cérium(IV) : suivi potentiométrique et titrage colorimétrique.

Jeudi 18 mai

Chapitre 21 : 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

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

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

 29 mai 2017

TP 7_période 2 : titrages acido-basiques  : titrages conductimétriques et pH-métriques de l’acide sulfamique (détartrant) et de l’acide éthanoïque (vinaigre)

Jeudi 1er juin

Chapitre 22 : Equilibres de précipitation en solution aqueuse

I La réaction de précipitation

1°) Saturation d’une solution

2°) Précipité

3°) Produit de solubilité

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

Jeudi 8 juin

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

1°) Précipitation ou pas ? Critère de précipitation

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

Lundi 12 juin 2017

TP 8_période 2 : 2 TP d’infestation : comment déterminer le nombre de canettes de Coca-Cola que l’on puisse boire sans risque par jour ? Titrage de l’acide phosphorique / simulation avec le logiciel Dozzzaqueux.

TP 9_période 2 : détermination d’un produit de solubilité : pKs de PbI2 par conductimétrie

Mercredi  14  juin

Chapitre 23 : 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

XVIII Généralisation : du diagramme E-pH au diagramme E-pL

1) Exemple 1 : diagramme potentiel-pCN de l’or

Chapitre 24 : 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

Lundi 26 juin 2017

TP 10_période 2 : synthèse d’un ester en utilisant l’appareil de Dean-Stark.

Mardi 27 juin 2017

TP 11_période 2 : pKs de AgCl par mesure de la fém d’une pile.

TP 12_période 2 : Détermination de la teneur en ions Ca2+ et Mg2+ de l’eau d’Epar : titrage compléxométrique et utilisation d’une résine échanges d’ions.

Jeudi 29 juin

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)

  1. Composition de solutions où s’établissent des équilibres de complexation
  2. Exemple 1 : étude de la dissociation d’un complexe
  3. Exemple 2 : complexation et précipitation