Cahier de texte – 1ère période PCSI

Cahier de texte – Chimie – PCSI –

Première périodeCartoon vector illustration of three flasks and tubes with bubbles in laboratory

Lundi 3 septembre 2018

Impression

 

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.

 

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
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

Fin

mise à jour le mardi 4 septembre 2018

mardi 12 septembre – TP 1

TP 0 : sécurité au laboratoire de chimie
TP1 : détermination du point isobestique d’un indicateur coloré : découverte des spectrophotomètres et initiation au logiciel Graphe 2D.

 jeudi 14 septembre 2017

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 15 septembre
4.3. Quotient réactionnel : prévision du sens dévolution d’un système chimique

Séance d’exercices : sens d’évolution d’un système et équilibre chimiques

Correction des exercices 4 et 9 de la série d’exercices du TD 2

FIN MISE A JOUR : vendredi 15 septembre 2017

Vendredi 22 septembre

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
2. réaction d’ordre 1            
2.réaction d’ordre 2

lundi 25 et mardi 26 septembre
TP2 : détermination de la constante d’équilibre de la réaction PbI2(s)  =  Pb2+ + 2 I-

TP3 : approche qualitative de l’équilibre chimique : étude du complexe Fe(SNC)2+

Détermination de la constante d’acidité de l’acide éthanoïque.

Vendredi 29 septembre

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

Vendredi 6 octobre 

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.

TD : exercices de cinétique formelle : décomposition du chlorure de benzènediazonium et étude d’une réaction en phase gazeuse (décomposition du pentaoxyde de diazote).

Lundi 9 octobre et mardi 10 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.

JEUDI 12 octobre : DS n° 1 / 2h / transformations de la matière et cinétique formelle

Mercredi 4 novembre

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

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.

Vendredi 4 novembre

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

VACANCES DE TOUSSAINT

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

  1. L’énergie de liaison, indicateur de la force de la liaison
  2. La longueur de la liaison entre deux atomes
  3. 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

  1. Racine des noms
  2. 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

  1. Formule moléculaire
  2. La formule moléculaire dévoile une partie de la structure de la molécule…

vendredi 26 janvier

III. Représentations planes de la structure spatiales des molécules

  1. Représentation de Cram
  2. Représentation de Newman
  3. Représentation en perspective

IV. Isoméries

  1. Isomérie de chaîne ou de squelette
  2. Isomérie de position
  3. 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

  1. Elucidation des structures
  2. 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.

  1. Domaine spectral de la spectroscopie infrarouge et niveaux d’énergie mis en jeu lors des transitions
  2. Les bandes de vibration de l’infrarouge moyen révèlent l’existence de groupements fonctionnels
  3. L’allure du spectre IR
  4. Origines des bandes d’absorption dans le moyen infrarouge
  5. Les vibrations dans l’infrarouge
  6. 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

  1. 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