Cahier de texte – 1ère période PCSI
Cahier de texte – Chimie – PCSI –
Première période 2019-2020
Lundi 2 septembre 2019
Accueil des étudiants de Première Année PCSI – Remise de documents, de l’EDT, des planning des devoirs, prise de photos individuelles et visite du lycée.
Vendredi 6 septembre
chapitre 1 : élément et atome
II
Elément chimique et atome
1. L’élément chimique
2. L’entité chimique et l’espèce chimique
3. De l’atome au corps simple
3.1 Composition de l’atome
3.2 Isotopie
3.2.1 Définition
3.2.2 Abondance isotopique
3.2.3 Stabilité des isotopes
3.3 Mole et masse molaire
3.4 Corps simple
3.4.1 Définition
3.4.2 Allotropie
3.5 Cation et Anion d’un élément chimique
II Description de l’état d’un électron dans un atome
1. Quantification de l’énergie de l’électron : les deux nombres quantiques n et l
1.1. Atome à plusieurs électrons : tous les atomes sauf H
1.2 Cas de l’hydrogène ; extension aux systèmes hydrogénoïdes.
2. Le 3ème nombre quantique ou nombre quantique magnétique ml. Définition d’une orbitale atomique
2.1. Le nombre quantique magnétique, noté ml
2.2. Le triplet (n, l, m) : couche, sous-couche et orbitale atomique (OA)
3. Le diagramme des niveaux d’énergie d’un atome donné
4. Le 4 nombre quantique ou nombre quantique magnétique de spin ms
Jeudi 12 septembre 2019 Configuration électronique d’un atome. Règles à respecter
III Configuration électronique d’un atome ; règle à respecter
1. Définition
2. Règles et principes à respecter
2.1 Le principe d’exclusion de Pauli (1925)
2.2 La règle (empirique) de Klechkowski
2.3 La règle de Hund
Exemples d’écritures de configuration électronique fondamentale : H, Al, Cl, Ni, Sr, Nb, Rn
3. Configuration électronique d’un atome. Principe d’Aufbau, ou de construction : «Aufbauprinzip »
Vendredi 13 septembre 2019
3.1. Electrons de cœur et électrons de valence
3.2 Cas des ions
3.3 Exemples
3.4. Prévision de la formule des ions monoatomiques d’un élément donné
IV Interactions matière-rayonnement
1. Absorption et émission
2. Spectre d’émission de l’atome d’hydrogène : l’atome est démasqué !
chapitre 2 : La classification périodique des éléments
I Historique de la classification périodique des éléments chimiques
II Etude de la classification périodique actuelle
1. Le numéro atomique Z, fondement de la classification actuelle
2. Présentation actuelle : périodes et colonnes de la classification actuelle.
pour information : cahier de texte – PCSI –
Première période 2018-2019
Lundi 3 septembre 2018
Accueil des étudiants de Première Année PCSI – Remise de documents, de l’EDT, des planning des devoirs, prise de photos individuelles et visite du lycée.
***********SEMAINE 1**********
Mardi 4 septembre 2018
chapitre 1 : les différents états de la matière
I. Les différents états de la matière et les paramètres de description
1. Qu’entend-on par « matière » ?
2. Grandeurs intensives et extensives ; phases d’un système
2.1. Les grandeurs décrivent le système
2.2. Phase
3. Corps pur
4. Mélanges et solutions
II. Les changements d’état du corps pur, ou transitions de phases
1. Gaz, liquide et solide : les trois états de la matière
1.1. Distinction des trois états
1.1.1. Le gaz
1.1.2. Le liquide
1.1.3. Le solide
1.2. Les solides amorphes, semi-cristallin et cristallin
1.2.1. Solide amorphe
1.2.2. Solide semi-cristallin
1.2.3. Solide cristallin
1.3. Variétés allotropiques
2. Transformation physique
3. Les noms usuels des différents changements d’état
III. Le diagramme d’état du corps pur : diagramme (p,T)
1. Définition
2. Allure du diagramme (p,T)
2.1. Allure générale : division du diagramme en 3 régions
2.2. Trois courbes se coupent en le point triple
Jeudi 6 septembre 2018 (prévision de la semaine de la science)
2.3. La pression de vapeur saturante
2.4. Point critique : terminus de la courbe de vaporisation !
IV Les transformations physiques et les autres transformations de la matière
1. La transformation physique
2. La transformation chimique
3. La transformation nucléaire
ANNEXE : LE GAZ PARFAIT, DEFINITION ET PROPRIETES
***********SEMAINE 2**********
jeudi 13 septembre 2018 (prévision du forum des grandes écoles)
premier test « Plickers » : 10 questions / diagrammes de phases – avancement – écriture de réaction
chapitre 2 : transformations nucléaires et transformations physiques
I. Les transformations nucléaires (à lire attentivement)
1. La stabilité nucléaire
1.1. La découverte de la radioactivité
1.2. La réaction nucléaire
1.3. Le rayonnement nucléaire et la désintégration nucléaire
2. Les conditions de stabilité nucléaire
2.1. Noyaux stables et nombres magiques
2.2. Le diagramme de Segré
3. radioactivité et désintégration radioactive
3.1. Loi de la désintégration radioactive
3.2. Utilisation des isotopes radioactifs
II. Les transformations chimiques
1. Définitions
2. Ecriture d’une équation-bilan
2.1. Formalisme utilisé
2.2. Ecriture symbolique d’une équation chimique
3. Avancement de la réaction ; présence d’un réactif limitant
3.1. Définition de l’avancement « qsi » ξ
3.2. Réactif limitant
3.3. Paramètres de description
4. Etude de la transformation chimique
4.1. Activité d’un constituant physico-chimique
4.2. Equilibre chimique et relation de Guldberg et Waage ou loi d’action des masses
Vendredi 14 septembre 2018
4.3. Quotient réactionnel : prévision du sens dévolution d’un système chimique
Séance d’exercices : sens d’évolution d’un système et équilibre chimiques
***********SEMAINE 3**********
lundi 17 septembre & mardi 18 septembre
AE 0 : sécurité au laboratoire de chimie
AE 1 : études de différentes solutions d’hydrogénocarbonate de sodium
Vendredi 21 septembre 2018
chapitre 3 : cinétique formelle
I. Vitesse en cinétique
1. Ecriture de réaction et avancement ξ
2. Système étudié et définitions de vitesses
2.1. Vitesse instantanée de formation et de disparition de B
2.2. Vitesse de réaction v de la réaction décrite
2.3. Vitesse volumique ou vitesse spécifique v de la réaction
3. Réaction avec ou sans ordre ; ordre partiel et global – ordre initial et courant
3.1. ordre partiel et global d’une réaction
3.2. ordre initial et ordre courant
II – Étude de quelques réactions d’ordre simple : étude du facteur cinétique concentration
1. réaction d’ordre 0
***********SEMAINE 4**********
Vendredi 28 septembre 2018
2. réaction d’ordre 1
2.réaction d’ordre 2
III – Méthode de détermination de l’ordre d’une réaction
1. techniques expérimentales utilisées pour accéder aux concentrations.
2. traitement possible pour déterminer l’ordre
2.1. la méthode différentielle ; principe de la méthode
2.2. méthode intégrale
2.3. méthode des temps de demi-réaction
***********SEMAINE 5**********
Lundi 1er octobre et mardi 8 octobre 2018
AE 2 : Étude de l’équilibre chimique : détermination de la constante de formation du complexe [Fe(SCN)]2+
Vendredi 5 octobre 2018
2.4 détermination des ordres partiels ; méthode de la dégénérescence de l’ordre
IV – Influence du facteur cinétique sur la vitesse de la réaction
1. Loi d’arrhenius
2. Détermination expérimentale de l’énergie d’activation
3.Effets de la température : exemples en chimie et dans la vie courante.
Conclusion
Exercices
Second test « Plickers » : 10 questions / cinétique formelle
*********** SEMAINE 6 **********
JEUDI 11 octobre : DS n° 1 / 2h / transformations de la matière et cinétique formelle
Lundi 15 octobre et mardi 16 octobre
TP4 : tp BLEU / cinétique : décomposition du BBT en milieu basique – expérience de l’horloge bleue – expérience de la bouteille bleue – décoloration de l’encre bleue.
Vendredi 12 octobre 2018
Conférence : « Voyage fantastique dans le nanomonde » / lycée Jean Dautet
*********** SEMAINE 4 **********
Vendredi 19 octobre 2018
Exercices : étude cinétique en phase gazeuse;
Corrigé du premier devoir surveillé;
Début du chapitre suivant :
chapitre 4 : mécanismes réactionnels – approche microscopique de la réaction
I – Acte ou réaction élémentaire – molécularité
1. Définition d’un acte élémentaire
2. Molécularité d’un acte élémentaire
3. Nombre stoechiométrique et ordre d’un acte élémentaire
3.1. relation
3.2. acte élémentaire et loi de Van’t Hoff
4. Mécanisme réactionnel
Vacances de Toussaint
FIN de la mise à jour du cahier de texte : octobre 2018
Vendredi 9 novembre 2018
II – Chemin réactionnel et diagramme énergétique d’une réaction
1. Energie potentielle du système réactionnel
2. Chemin réactionnel et profil énergétique et état de transition : exemple de la réaction SN2.
III – Les intermédiaires réactionnels
1. Définition
2. Exemples
3. Distinction entre intermédiaire réactionnel et état de transition
4. Exemples d’intermédaires réactionnels qui se forment au cours de certaines réactions.
IV – Approximations de l’état quasi-stationnaire et de l’étape cinétiquement limitante
1. Démarche générale
2. Etablissement et validation d’un mécanisme avec l’aide de trois approximations ; AEQS, AECL et APR
2.1 étude de la réaction complexe AC formée des actes consécutifs A-B-C
2.2 intégration du système d’équations différentielles
2.3 représentation graphiques
2.4. approximations utiles pour la résolution du système
3. Etudes de deux cas limites
3.1 Approximation de l’étape cinétiquement déterminante, ou A.E.C.D
3.2 Approximation des états quasi-stationnaires, ou A.E.Q.S
3.3 Approximation du prééquilibre rapide, ou A.P.R
4. Applications : étude de quelques mécanismes
4.1 exemple d’une réaction de substitution nucléophile d’ordre 1, la réaction S1
4.2 exemple d’une réaction dite en chaîne : bromation d’un alcane
Lundi 6 novembre & mardi è novembre
TP 5 : détermination d’une énergie d’activation : saponification de l’éthanoate d’éthyle
Vendredi 10 novembre
TD : méthodologie pour l’établissement de la loi cinétique à partir d’un mécanisme réactionnel.Exemple sur la synthèse de HBr.
chapitre 5 : introduction à la cinétique en réacteur ouvert
Vendredi 17 novembre
chapitre 6 : élément et atome
I Elément chimique et atome
1. L’élément chimique
2. L’entité chimique et l’espèce chimique
3. De l’atome au corps simple
3.1 Composition de l’atome
3.2 Isotopie
3.2.1 Définition
3.2.2 Abondance isotopique
3.2.3 Stabilité des isotopes
3.3 Mole et masse molaire
3.4 Corps simple
3.4.1 Définition
3.4.2 Allotropie
3.5 Cation et Anion d’un élément chimique
II Description de l’état d’un électron dans un atome
1. Quantification de l’énergie de l’électron : les deux nombres quantiques n et l
1.1. Atome à plusieurs électrons : tous les atomes sauf H
1.2 Cas de l’hydrogène ; extension aux systèmes hydrogénoïdes.
2. Le 3ème nombre quantique ou nombre quantique magnétique ml. Définition d’une orbitale atomique
2.1. Le nombre quantique magnétique, noté ml
2.2. Le triplet (n, l, m) : couche, sous-couche et orbitale atomique (OA)
3. Le diagramme des niveaux d’énergie d’un atome donné
4. Le 4 nombre quantique ou nombre quantique magnétique de spin ms
Lundi 20 novembre & mardi 21 novembre
III Configuration électronique d’un atome. Règles à respecter
1. Définition
2. Règles et principes à respecter
2.1 Le principe d’exclusion de Pauli (1925)
2.2 La règle (empirique) de Klechkowski
2.3 La règle de Hund
Exemples d’écritures de configuration électronique fondamentale : H, Al, Cl, Ni, Sr, Nb, Rn
lundi 28 & mardi 29 novembre
TP6 : initiation à la synthèse en chimie organique : réaction de Cannizzaro. Illustration des techniques courantes du laboratoire de chimie organique :
extraction – séparation – lavage – séchage – élimination du solvant
analyse : point de fusion de l’acide benzoïque avec le banc Köfler ; indice de réfraction de l’alcool benzénique avec le réfractomètre d’Abbe ; mesure de sa densité – utilisation du Handbook.
vendredi 24 novembre
3. Configuration électronique d’un atome. Principe d’Aufbau, ou de construction : «Aufbauprinzip »
3.1. Electrons de cœur et électrons de valence
3.2 Cas des ions
3.3 Exemples
3.4. Prévision de la formule des ions monoatomiques d’un élément donné
IV Interactions matière-rayonnement
1. Absorption et émission
2. Spectre d’émission de l’atome d’hydrogène : l’atome est démasqué !
chapitre 7 : La classification périodique des éléments
I Historique de la classification périodique des éléments chimiques
II Etude de la classification périodique actuelle
1. Le numéro atomique Z, fondement de la classification actuelle
2. Présentation actuelle : périodes et colonnes de la classification actuelle.
3. Lectures de la classification périodique des éléments
3.1.par bloc
3.2. distinction métal / non métal
3.3. quelques familles importantes de la classification
jeudi 8 décembre
retour sur l’historique de la classification périodique ;
III Evolution de quelques propriétés au sein de la classification
1. Le nombre de charge nucléaire effective, notée Z*
1.1. modélisation de l’atome pour chaque électron
1.2. Evolution de Z* dans la classification
2. Evolution et périodicité de quelques dimensions atomiques
2.1 Définition du rayon atomique
2.2. Définition du rayon ionique
2.3. Ions et atomes isoélectroniques
2.4. Evolution de la dimension atomique
3. Définition et évolution de l’électronégativité
3.1. L’échelle de PAULING (1932)
3.2. variation dans la classification
IV Utilisation de la classification périodique : évolution de quelques propriétés chimiques dans la classification.
chapitre 8 : Schémas de Lewis et méthode VESPR
I – la liaison covalente localisée dans la théorie de Lewis
1. Définition de la liaison covalente localisée : théorie de Lewis et de Langmuir
2. Schéma de Lewis d’un atome
3.Règle de l’octet
3.1.Énoncé
3.2.Exemples : distinction doublet liant / doublet libre
4. Les limites de la règle de l’octet
4.1.composés déficients en électrons – acides de Lewis
4.2.expansion de la couche de valence – atomes hypervalents.
4.3. règle des 18 électrons
lundi 5 & mardi 6 décembre
TP7 : autour de la classification périodique des éléments – expériences de cinétique
vendredi 9 décembre
4.4.composés à nombre impair d’électrons
5. Charge formelle d’un atome dans un édifice polyatomique
5.1. Définition et calcul
5.2. Exemples
II – Energie de liaison et longueur de liaison
- L’énergie de liaison, indicateur de la force de la liaison
- La longueur de la liaison entre deux atomes
- Ordres de grandeurs des énergies et longueurs de liaisons simples ou multiples
III – Mésomérie ; liaisons délocalisées 1. Examinons un fait expérimental
2. Règles d’écriture des formes mésomères
3. Enchaînements donnant lieu à une délocalisation électronique ; conjugaison
vendredi 16 décembre
IV – Prévision de la géométrie des édifices par la méthode VSEPR
1. Principe de la méthode VSEPR ; travaux de Gillespie.
2. Les différentes géométries des édifices polyatomiques
3. Prévisions plus élaborées
V – Moment dipolaire des molécules : polarité des molécules
VI – Conclusion au chapitre : limites du formalisme de Lewis
VACANCES DE NOËL
vendredi 12 janvier
chapitre 9 : interactions de faibles énergie
I. Bref rappels sur les interactions fortes.
II. les interactions de Van der Waals
1°) Interaction dipôle permanent – dipôle permanent : interaction de KEESOM (1912)
2°) Interaction dipôle permanent – dipôle induit : interaction de DEBYE (1920)
3°) Interaction dipôle instantané – dipôle instantané : interaction de LONDON (1930)
4°) Contribution totale : interaction de Van der Waals
5°) Conséquences des forces (ou interactions) de Van der Waals
III. La liaison hydrogène
1°) Définition
1°) Manifestations diverses
lundi 15 & mardi 16 janvier
TP9 : détermination de la structure de deux composés inconnus, en partant de 1750 jusqu’à nos jours…
vendredi 19 janvier
IV. Les solvants moléculaires
1°) Définition
2°) Classement des solvants
3°) Dissolution et solvatation : les grandeurs qui caractérisent un solvant.
4°) Solvant et chimie verte font-ils bon ménage ?
chapitre 10 : configuration des molécules en chimie organique
I. Les règles de nomenclature de l’IUPAC
- Racine des noms
- Détermination de la chaîne principale : elle conduit au suffixe du nom
II. A partir de la formule moléculaire : détermination du nombre d’insaturations d’une molécule
- Formule moléculaire
- La formule moléculaire dévoile une partie de la structure de la molécule…
vendredi 26 janvier
III. Représentations planes de la structure spatiales des molécules
- Représentation de Cram
- Représentation de Newman
- Représentation en perspective
IV. Isoméries
- Isomérie de chaîne ou de squelette
- Isomérie de position
- Isomérie de fonction
IV. Stéréochimie de configuration
1. Définition de la configuration d’une molécule
2. Les descripteurs stéréochimiques R/S et Z/E
2.1. Règle séquentielle de Cahn, Ingold et Prelog ou règle CIP : pouvoir distinguer les deux configurations possibles d’un centre stéréogénique (atome de carbone asymétrique ou double liaison C=C)
2.2. Configuration R/S d’un atome de carbone asymétrique
2.3. Configurations Z ou E d’une double liaison C=C
2. Stéréoisomérie et propriétés optiques
2.1. Chiralité : définition
2.2. Exemples
3. Enantiomérie et diastéréoisomérie : l’un ou l’autre
3.1. Ce qui distingue deux molécules chirales : leur activité optique. Loi de Biot.
3.2. Recherche de stéréoisomères : énantiomères et diastéroisomères
4. Propriétés des énantiomères et des diastéréoisomères
4.1. Propriétés physiques
4.2. Utilisation : séparation des deux énantiomères d’un mélange racémique (ou dédoublement d’un racémique)
4.3. Mieux que la séparation des énantiomères : la synthèse énantiosélective
V Chiralité : importance dans le monde vivant
lundi 29 & mardi 30 janvier
TP8 : polarimétrie et loi de Biot : vérification expérimentale à partir de solutions de saccharose
TP9 : CCM : isomérisation de E-azobenzène
vendredi 2 février
Chapitre 12 : « boîte à outils du chimiste organicien »
I effets électroniques dans les molécules
1) Effet inductif
2) Effet mésomère
3) Compétition entre les deux effets
II. Atomes à ajouter, à remplacer, à éliminer…descriptions des réactions étudiées
1) Les trois grands types de mécanismes 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
III. Qui ? Où ? Comment ? …ou la sélectivité des réactions en chimie organique
1) Qui ?? Question de chimiosélectivité
2) Où ?? Question de régiosélectivité
3) Comment ?? Question de stéréosélectivité
IV L’échange de proton et d’électron
1) les réactions acido-basiques
1.1. Définition
1.2. Constante d’acidité et échelle de pKA
1.3. Qui est fort dans l’eau ?
2) Oxydant et réducteur
2.1. Définition : le couple Ox/Red et la demi-équation électronique
2.2. Nombre d’oxydation, ou degré d’oxydation
2.3. En chimie organique, ça peut se corser…
3) Oxydation et réduction en chimie organique
VII Quelques définitions utiles pour ce chapitre et pour la suite
1) Stéréosélectivité
2) Stéréospécificité
3) Le postulat de Hammond
4) Contrôle cinétique et contrôle thermodynamique d’une transformation
lundi 26 février
chapitre 13 : spectroscopies
I Introduction
- Elucidation des structures
- La spectroscopie, outil indispensable du chimiste organicien
2.1. Spectroscopies « courantes »
2.2. Les molécules peuvent subir diverses excitations
2.3. Qu’appelle-t-on un spectre ?
II Les spectres électroniques : spectroscopie ultraviolette et visible.
III Les spectres infrarouges : spectroscopie infrarouge.
- Domaine spectral de la spectroscopie infrarouge et niveaux d’énergie mis en jeu lors des transitions
- Les bandes de vibration de l’infrarouge moyen révèlent l’existence de groupements fonctionnels
- L’allure du spectre IR
- Origines des bandes d’absorption dans le moyen infrarouge
- Les vibrations dans l’infrarouge
- Interprétation d’un spectre infrarouge
6.1. Différentes régions du spectre infrarouge
6.2. Localisation des bandes d’absorption des types de liaisons
6.3. Région des empreintes digitales
6.4. Utilisation de tables infrarouges – Remarques concernant les systèmes conjugués
- Résumé
IV. Les spectres de RMN : spectroscopie RMN, et ici RMN du proton ou RMN-1H
1. Historique : des premières expériences en 1945 à aujourd’hui
2. Principes généraux de la RMN
2.1. Qu’est-ce que la résonance magnétique nucléaire ?
2.2. Quels sont les noyaux capables de produire une telle résonance ?
2.3. Quantification des niveaux d’énergie
3. Principe d’un spectromètre : acquisition d’un spectre de RMN pulsée à transformée de Fourier
4. Présentation d’un spectre de R.M.N : déplacement chimique
4.1. Résonance d’un proton et déplacement chimique
4.2. Protons chimiquement équivalents ; protons magnétiquement équivalents
5. Couplage spin-spin, multiplets
5.1. Système AmXp – constante de couplage
5.2. Système AmMpXq
5.3. Absence de couplage avec les protons « labiles », protons portés par des atomes d’oxygène, de soufre et d’azote.
6. Une indication primordiale : la courbe d’intégration
Exercices
BilaFIN DE LA PREMIÈRE PÉRIODE