Chimie générale

Durée: 23 heures

Objectifs généraux: L'élève doit être capable de (d'):

· rappeler puis compléter les notions fondamentales vues dans les classes antérieures en chimie organique et en acidobasicité;

· décrire l'importance pratique de la chimie;

· écrire correctement les équations-bilans des réactions chimiques.

Objectifs spécifiques	Contenus	Observations
L'élève doit être capable de (d'): • décrire le mécanisme de la dissolution des composées ioniques ou moléculaires • expliquer la faible conductivité de l'eau pure • écrire l'équilibre d'autoprotolyse de l'eau: • définir le produit ionique de l'eau: Ke = [H3O+] [OH-]et retenir sa valeur à 25°: Ke = • rappeler la définition du pH: pH = -log [H3O+] ou [H3O+] =	Acide et base en solution aqueuse • L'eau solvant ionisant, produit ionique, pH des solutions aqueuses	Durée: 03 heures • On pourra commencer par la géométrie de la molécule d'eau et sa polarité, afin d'aboutir à l'explication de la dissolution. • La faible conductivité électrique de l'eau pure sera expliquée par la présence des ions H3O+ et OH- en faible quantité. • En bref, ce chapitre a pour but de rappeler les notions déjà vues en seconde: pH de l'eau pure, autoprotolyse de l'eau, solutions acides, basiques, neutres...
• tester la présence des ions H3O+ et Cl- dans les solutions chlorhydriques • écrire correctement la réaction du chlorure d'hydrogène avec l'eau: H Cl + H2O —> H3O + Cl- • appliquer la formule du pH de l'HCl: pH=-logCA valable pour • écrire la réaction d'un acide fort avec l'eau • écrire correctement la réaction de la soude avec l'eau • mettre en évidence les ions Na4" et OH' dans les solutions d"hydroxyde de sodium • appliquer la formule du pH de la soude de concentration CB: pH = 14 + log C, valable pour • écrire la réaction d'une base forte avec l'eau • citer des exemples d'acide fort et de base forte	Les solutions aqueuses d'acide chlorhydrique et d'hydroxyde de sodium: pH de ces solutions	Durée: 04 heures • Dans ce chapitre on fera comprendre ce qu'est un acide fort ou une base forte. • On montrera l'aspect total de la réaction, entre le chlorure d'hydrogène et l'eau: - premièrement, par une expérience qualitative de conductibilité d'une solution d'acide chlorhydrique. - deuxièmement, quantitativement, par mesure pH- métrique de cette solution • On traduira correctement cette dissolution par une équation chimique. • II est souhaitable d'établir expérimentalement la formule: pH = -log C que les élèves devront connaître, on précisera la validité de cette relation. • On généralisera le résultat précédent à toute solution d'acide fort. (même cheminement pour l'étude de la solution de soude et les bases fortes)
• définir un couple acide-base et citer quelques propriétés correspondantes • écrire les formules: a) des couples acide/base suivants: - acide éthanoïque/ion éthanoate - acide méthanoïque/ion méthanoate acide monochloroéthanoïque/ion monochloroéthanoate - ion ammonium/ammoniac - ions méthylammonium/ méthylamine - ion éthylammonium/ éthylamine b) des acides forts suivants: HC1, HNO3, HBr, HI, H2SO4 c) des bases fortes: NaOH, KOH, Ca(OH)2, C2H5O- • écrire correctement la réaction d'un acide faible avec l’eau • définir la constante d'acidité pour un couple acide/base, A/B • classifier les couples acide-base suivant Ka ou pKa • tracer l'échelle de dominance pour un couple A/B • citer le nom et le pKa des trois principaux indicateurs colorés: - hélianthine pKa = 3,4 - B.B.T. pKa = 6,8 - phénolphtaléine pKa = 9,4	Couples acide-base • Définition des couples acide-base, exemples • Définition de la constante d'acidité Ka; applications: - classification des couples acide-base, - domaine de prédominance de la forme acide et forme basique, - les indicateurs colorés acido- basiques	Durée: 06 heures • On mettra en exergue l’analogie formelle avec la définition du couple oxydant-réducteur vue en 1ères C et D. • Dans ce chapitre, on fera comprendre ce que sont un acide faible et une base faible. • On montrera l'aspect limité et réversible, de la réaction de l'acide éthanoïque avec l'eau: - premièrement/par les expériences qualitatives sur la conductibilité comparée des solutions d'acide éthanoïque et d'acide chlorhydrique de même concentration, - deuxièmement, quantitativement, par mesure pH-métrique de différentes solutions d'acide éthanoïque. La valeur mesurée du pH permet d'avoir accès aux concentrations et au "degré d'ionisation" de l'acide. • On fera remarquer que le degré d'ionisation est faible pour cet acide. • On définira les acides et les bases de Bronsted, puis on explicitera que les réactions de CH3 COOH et CH3 COO- avec l'eau consistent en un transfert de protons. • Le couple NH4+/NH3 sera étudié de la même façon que celui de CH3COOH/CH3COO- • On donnera sans démonstration la constante d'acidité Ka, qui peut s'écrire également sous la formule d'HENDERSON pKa=pH+log • On ne parlera pas de la constante Kb qui existe seulement en théorie d'Arrhénius, mais n'intervient pas en théorie de Bronstëd. • On fera comprendre le mécanisme de fonctionnement d'un indicateur coloré, à partir des zones de dominance de l'acide et de la base, de part et d'autre de pH = pKa.
• écrire correctement les équations-bilans dans les trois cas suivants: - acide faible + base forte - base faible + acide fort - acide fort + base forte • tracer et analyser les courbes de variation du pH • justifier qu'au point d'équivalence • définir les solutions tampons, leurs propriétés et leurs importances • donner le principe d'un dosage acide-base: - bilan réactionnel, - relation caractérisant le point d'équivalence - repérage du point d'équivalence • mettre en œuvre le mode opératoire: - calculer la concentration molaire inconnue en utilisant les résultats expérimentaux - choisir l'indicateur coloré le mieux adapté.	Réaction acide base dans les cas suivant : • Acide faible+base forte • Base faible + acide fort • acide fort + base forte • Courbe de variation du pH • Effet tampon • Dosages	Durée: 10 heures • On analysera la courbe donnant l'évolution du pH d'une solution d'acide éthanoïque de concentration proche de lOmol.l, lorsque l’on y verse une solution d’hydroxyde de sodium de même concentration. • On fera remarquer qu'au point d'équivalence, la quantité d'ions OH- versés est égale à la quantité de molécules CH3COOH initialement présentes et le pH est supérieur à 7. • A la demi-équivalence, la quantité d'ions OH- versés est la moitié de celle qui est introduite à l'équivalence et le pH est égal au pKa du couple CH3COOH/CH3COO-. • On profitera de l'analyse des courbes pour définir les solutions tampons, leurs pro- priétés, et leurs intérêts. • Même cheminement pour la solution d'ammoniac de concentration proche de 10 mol. lorsque l'on y verse une solution d'acide chlorhydrique de même concentration. • La méthode des tangentes sera aussi donnée pour déterminer le point d'équivalence. • La notion de normalité ne sera plus utilisée. • Le choix de l'indicateur coloré sera raisonné.