Réunion d’information sur les nouveaux programmes de Physique Chimie de Terminale S

1. Réunion d’information surles nouveaux programmesde Physique Chimiede Terminale S Académie de Versailles Juin 2002

2. Les objectifs de l’enseignement des sciences physiques et chimiques au lycée • Fournir une représentation cohérente des sciences physiques et chimiques ; • Étudier les grands principes gouvernant l’évolution des systèmes ; • Acquérir un double regard, macroscopique et microscopique ; • Aborder la dimension sociale et culturelle ; • Approcher quelques éléments d’histoire des sciences ; • Favoriser l’orientation vers des filières scientifiques, • Développer le questionnement et la pratique expérimentale.

3. Programme officielde Terminale S B.O. Hors Série n°4 du 30 août 2001

4. P, T Magnésium (solide) Acide chlorhydrique (H+, Cl-) Eau Air P’, T’ Dihydrogène (gazeux) Ions magnésium, Mg2+ Ions H+, ions Cl- Eau Air Outils d’analyse des systèmesmis en place en Seconde • Un système chimique évolue au cours d’une transformation d’un état initial à un état final. • La réaction modélise le passage des réactifs aux produits. L’équation est l’écriture symbolique :

5. Outils d’analyse des systèmesmis en place en Seconde • Le tableau descriptif permet d’effectuer des bilans de matière : = 0 L’état final est atteint lorsqu’un réactif a entièrement disparu (réactif limitant) : l’avancement est égal à l’avancement maximal.

6. Outils d’analyse des systèmesmis en place en Première S • Reprise de l’outil avancement (exigible) ; • Introduction de la conductimétrie pour déterminer des quantités de matière par étalonnage et titrage ; • Réactions d’échanges de particules : • réactions acido-basiques • réactions d’oxydoréduction

7. Équation de la réaction support du titrage : Solution de permanganate de potassium Solution d’ions fer(II) Le tableau descriptif utilisé dans les titrages • En phase d’apprentissage, plusieurs tableaux sont établis pour comprendre l’évolution dans le becher. • Le tableau descriptif est ensuite établi à l’équivalence • L’étatinitial considéré est : • volume V0 de solution d’ions fer(II) à titrer • volume VE de solution titrante versée

8. A ce stade l’élève ne sait : • ni en combien de temps • ni jusqu’où • ni pourquoi • ni comment • ni dans quel sens le système évolue…

9. Programme de Terminale S • Le « fil directeur » du programme : l’évolution des systèmes chimiques • L’évolution dans le temps ; • L’évolution vers un état d’équilibre final ; • Le sens d’évolution ; • Le contrôle de l’évolution d’un système. • Élaboré autour de questions déclinées dans quatre grandes parties après une introduction.

10. Les questions qui se posent au chimiste (1 HCE) A - La transformation d’un système chimique est elle toujours rapide ? (2 TP et 9 HCE) B - La transformation d’un système est-elle toujours totale ? (4 TP et 9 HCE) C - Le sens « spontané » d’évolution d’un système chimique est-il prévisible ? Ce sens peut-il être inversé ? (3 TP et 9 HCE) D - Comment le chimiste contrôle-t-il les transformations de la matière ? (4 TP et 7 HCE)

11. Partie A : La transformation d’un système chimique est elle toujours rapide ? (2 TP et 9 HCE) A-1. Transformations lentes et rapides • Mise en évidence expérimentale • Facteurs cinétiques : température et concentration des réactifs • Rappels réactions d’oxydoréduction A-2. Suivi temporel d’une transformation • Outils de suivi : • conductance G ou conductivité s • pression p • absorbance A (nouvelle notion introduite) : relation entre absorbance et concentration molaire effective d’une espèce colorée • prélèvements successifs et titrages • Courbes d’évolution temporelle : x = f(t)

12. Exemple : suivi à l’aide d’un capteur de pression Mg(s) + 2H3O+ Mg2+(aq) + H2(g) + 2H2O(l)

13. V : volume de la solution, x : avancement de la réaction • Vitesse de réaction : vitesse volumique quantité d’événements réaction par unité de temps et par unité de volume • Temps de demi-réaction noté t1/2 • temps caractéristique d’une évolution ; • critère de comparaison entre deux transformations ; • choix de la technique de suivi dépend de l’ordre de grandeur de t1/2 A-3. Quelle interprétation au niveau microscopique ? • Interprétation de la réaction en termes de chocs efficaces • Influence de la concentration et de la température (nombre de chocs et de chocs efficaces par unité de temps)

14. Ne sont plus abordés : • notion de vitesse moyenne ; • vitesse de formation d’un produit et de disparition d’un réactif • la catalyse (intervient dans la partie D)

15. Partie B : La transformation d’un système chimique est elle toujours totale ? (3 TP et 9 HCE) • Une transformation chimique n’est pas toujours totale et la réaction a lieu dans les deux sens. • État d’équilibre d’un système. • Transformations associées à des réactions acido-basiques en solution aqueuse.

16. Une transformation chimique n’est pas toujours totale et la réaction a lieu dans les deux sens. • activité classe entière (expérience de cours avec dispositif de projection) • séance de TP Activité. Une transformation chimique n’est pas toujours totale : introduction de la notion d’équilibre chimique (doc.B1)

17. 0,010 mole d’acide éthanoïque pur compléter à 100,0 mL avec de l’eau

18. Prévision du pH final de la solution Tableau descriptif en considérant la transformation totale : xmax = 0,010 mol V = 100,0 mL Le pH attendu est donc : pH = 1

19. Vérification expérimentale pH = 2,8 donc n(H3O+)final 1,6.10-4 mol xfinal < xmax La transformation n’est donc pas totale !

20. Comment caractériser une transformation qui n’est pas totale ? • xfinal < xmax • Taux d’avancement final de la réaction :

21. Comment interpréter ce phénomène ? • Hypothèse 1: la transformation n’est pas totalecar la réaction est « lente ». • Hypothèse 2 : seules certaines molécules initialement présentes réagissent pour donner les produits. • Hypothèse 3 : il existe une réaction entre les produits de la réaction ; CH3CO2- (aq) et H3O+.

22. Validation expérimentale de l’hypothèse 3 éthanoate de sodium ( 0,5 g) pH = 1,0 pH = 1,9 acide chlorhydrique c = 1,0.10-1 mol.L-1 pH augmente : disparition d’ions oxonium H3O+ Existence d’une réaction inverse : CH3CO2-(aq) + H3O+= CH3CO2H(aq) + H2O(l)

23. Contenus • Introduction du pH et de sa mesure. • Montrer que l’avancement final d’une réaction est inférieur à l’avancement maximal. • Symbolisme d’écriture de l’équation de la réaction : le signe égal =. • État d’équilibre d’un système chimique. • Taux d’avancement final d’une réaction. • Interpréter microscopiquement l’état d’équilibre en termes de cinétique.

24. Justifications de quelques choix • A propos du choix du vocabulaire : deux réactions : • l’une dans le sens direct, • l’autre dans le sens inverse plutôt que réaction renversable • A propos du choix des écritures : • transformation orientée : état initial  état final • équation de la réaction s’écrit avec = • symbolise la conservation des éléments chimiques et de la charge électrique. • ne préjuge pas du sens d’évolution du système.

25. État d’équilibre d’un système chimique TP. Mise en évidence par conductimétrie de l’invariance du quotient de réaction dans l’état d’équilibre du système(doc.B2) • Mesure de la conductance Gide solutions aqueuses d’acide éthanoïque de diverses concentrations molaires apportées ci.

26. Définition par l’enseignant du quotient de réaction pour la réaction étudiée : CH3CO2H(aq) + H2O(l) = CH3CO2-(aq) + H3O+ Seules les espèces dissoutes interviennent dans l’expression • Résultats expérimentaux : 1,3.10-5 < Qr,éq. < 1,6.10-5 valeur moyenne : Qr,éq. 1,4.10-5 • Qr,éq. = K Kconstante d'équilibreassociée à la réaction.

27. Généralisation à divers exemples en solution aqueuse homogène ou hétérogène. • Test des ions fer(III) : Fe3+(aq) + SCN-(aq) = [Fe(SCN)]2+(aq) • Test des ions zinc(II) : Zn2+(aq) + 2 HO-(aq) = Zn(OH)2(s) • Exemple en oxydoréduction : Ag+(aq) + Fe2+(aq) = Ag(s) + Fe3+(aq)

28. Contenus • Quotient de réaction, Qr. • Valeur du quotient de réaction dans l’état d’équilibre du système, noté Qr,éq. • Constante d’équilibre K associée à l’équation d’une réaction, à une température donnée. • Généralisation à divers exemples en solution aqueuse homogène ou hétérogène. • Influence de l’état initial d’un système sur le taux d’avancement final d’une réaction.

29. A propos de l’écrituredu quotient de réaction • Seules les espèces dissoutes apparaissent dans l’expression par leur concentration molaire ; • Le quotient de réaction, Qr, est un nombre sans dimension. • [espèce dissoute] représente la concentration molaire de l’espèce exprimée en mol.L-1 sans pour autant donner une unité à Qr.

30. Influence de l’état initial d’un système surle taux d’avancement final d’une réaction. Peut-on simplement prévoir le caractère total ou non d’une transformation à l’aide de la constante d’équilibre de la réaction qui lui est associée ?

31. Exemple de la réaction de l’acide dichloroacétique sur l’eau : CHCl2CO2H(aq) + H2O = CHCl2CO2-(aq) + H3O+ KA = 10-1,3 0,050 Qu’en est-il de la transformation chimique d’un système constitué d’un litre d’une solution aqueuse de cet acide de concentration molaire apportée c = 0,10 mol.L-1 ?

32. À l’équilibre : Soit : Résolution de cette équation du second degré : xéq. = 0,050 et xéq. = - 0,10 Calcul du taux d’avancement de la transformation : La transformation n’est donc pas totale !

33. Prenons cette fois l’exemple d’une solution de cet acide de concentration molaire apportée c = 1,0.10-3 mol.L-1 La transformation peut-elle toujours être considérée comme non-totale ?

34. À l’équilibre : Résolution de cette équation du second degré : xéq. = 9,8.10-4 et xéq. = - 5.1.10-2 Calcul du taux d’avancement de la transformation : Les appareils de mesure utilisés au Lycée ne permettent pas de montrer que ce taux diffère de 100%… La transformation est donc considérée comme totale !

35. Ce n’est pas la réaction qui est totale mais la transformation ! • Le caractère total ou non d’une transformation dépend à la fois : • de la constante d’équilibre ; • des conditions initiales (comme en Physique) : c’est à dire des quantités de matière présentes dans l’état initial. • Le critère K > 104 pour considérer une transformation comme totale est donc insuffisant.

36. Transformations associées à des réactions acido-basiques en solution aqueuse • Autoprotolyse de l’eau ; constante d’équilibre Ke. • Échelle de pH : solution acide, basique et neutre. • Constante d’acidité KA. • Comparaison du comportement en solution, à concentration molaire identique, des acides entre eux et des bases entre elles. • Constante d’équilibre associée à une réaction acido-basique.

37. 620 TP. Détermination par spectrophotométrie des domaines de prédominance d’espèces acides et basiques en solution : cas du bleu de bromothymol (doc.B3) Spectre des formes acide et basique du bleu de bromothymol : Seule l’espèce In- absorbe

38. pH 4,8 5,2 5,8 6,3 6,7 7,0 7,3 7, 8 8,2 8,7 8,8 .… 11 Réalisation d’une échelle de teintes

39. pH = pKA Le diagramme de distribution, en fonction du pH, des formes acide et basique du bleu de bromothymol est ainsi tracé :

40. pH 4,8 5,2 5,8 6,3 6,7 7,0 7,3 7, 8 8,2 8,7 8,8 .… 11

41. TP. Analyse d’une courbe de titrage pH-métrique et critère de choix d’un indicateur coloré pour repérer l’équivalence (doc.B5) Situation :Suivre l’évolution du pH lors de l’addition d’une solution d’hydroxyde de sodium de concentration molaire 1,00.10-1 mol.L-1 à 20,00 mL de solution d’acide éthanoïque de concentration molaire 8,50.10-2 mol.L-1.Le volume versé à l’équivalence est calculé à l’aide du tableau descriptif de l’évolution du système :n(CH3CO2H , initial) – xfinal = 0et n(HO-, versé) - xfinal = 0Donc Véquivalent = VE = 17,0 mL

42. VE = 17,0 mL Courbe pH = f(V) V, volume de solution d'hydroxyde de sodium versé

43. Le point équivalent de la courbe de titrage pH-métrique a même abscisse que l’extremum de la courbe dpH/dV = g(V).

44. Choix de l’indicateur coloré pour repérer l’équivalence lors d’un titrage

45. Qu’en est-il des transformations totales ? Un calcul du taux d ’avancement final est effectué sur un exemple de titrage acido-basique

46. La transformation est-elle totale lors de l’ajout d’un volume V = 10,00 mL de solution d’hydroxyde de sodium ? [HO-]éq. est très faible : la transformation est qualifiée de totale.

47. Contenus • Diagramme de distribution d’espèces acides et basiques en solution. • Domaines de prédominance. • Zone de virage d’un indicateur coloré acido-basique. • Titrage pH-métrique. • Critère de choix d’un indicateur coloré acido-basique pour réaliser un titrage. • Détermination du taux d’avancement final d’une réaction sur un exemple de titrage acido-basique.

48. Premières approches sur l’évolution des systèmes chimiques Acquis des parties A et B : • Une transformation peut être lente, voire infiniment lente ; • Un système est à l’équilibre chimique, si dans l’état final, Qr,éq. = K (pour une transformation mettant en jeu une seule réaction chimique)

49. Partie C : Le sens « spontané » d’évolution d’un système est-il prévisible ? Le sens d’évolution d’un système peut-il être inversé ? (3 TP et 9 HCE) • Un système chimique évolue spontanément vers l’état d’équilibre • Les piles, dispositifs mettant en jeu des transformations spontanées permettant de récupérer de l’énergie • Exemples de transformations forcées

50. Qr,i K sens direct K Qr,i sens inverse Qr,i = K équilibre • Un système chimique évolue spontanément vers l’état d’équilibre Activité. Introduction au critère d’évolution spontanée d’un système chimique(doc.C1)