Proposition Institut Galilée - Université Paris 13

Institut Galilée
Sciences et technologie
Relations Lycées - Institut Galilée
Les cours pour élèves de terminale
© INSTITUT GALILEE, 99 avenue Jean-Baptiste-Clément 93430 VILLETANEUSE 2007/2008
Institut Galilée
Présentation Générale
Physique
Proposé par Laurent Longchambon
Nous proposons de présenter une version condensée dans le temps d’un
enseignement de Physique consacré à la gravitation. Cette partie s’inclut dans un cours plus
vaste du premier semestre de L1 intitulé Interaction-Energie qui décrit les propriétés les plus
marquantes des 4 interactions fondamentales, ainsi que leurs applications dans la
technologie contemporaine.
Cette session d’une durée totale de 3 heures, sera découpée comme suit :
- un cours magistral en amphithéâtre de 1 heure.
- une séance de TD de 45 minutes.
- une séance de TP de simulation numérique de 45 minutes.
Les séances de TP et TD se feront nécessairement en demi-groupe, les salles de TP ne
pouvant accueillir que 20 personnes maximum.
Le cours sera consacré au rappel des propriétés de l’orbite circulaire d’un satellite, qui
introduiront l’énoncé des trois lois de Képler. Nous ferons également une introduction au
phénomène des marées.
La séance de TD sera une application directe des résultats du cours, avec des
raisonnements basés sur des lois d’échelle plutôt que sur des calculs directs.
La séance de TP sera une simulation numérique de mouvements de corps célestes et de
satellites nommée Orbit Xplorer. A la fin de cette séance un questionnaire portant sur les
notions abordées sera rempli et remis aux enseignants.
Chimie
Proposé par Valérie Boucard et Frédéric Schoenstein
Nous proposons de présenter nos méthodes d’enseignement de la chimie à l’institut
Galilée sur le schéma de ce qui est actuellement mis en place au premier semestre de la
licence, soit un cours magistral d’1h suivi par un TP (2h) ou un TD (1h30).
Le cours magistral fera l’objet de la description du tableau périodique des éléments
chimiques, d’une part en abordant la structure électronique des atomes et des molécules et
les notions de géométrie et d’isomérie des molécules, et d’autre part en donnant des
exemples de périodicité des propriétés chimiques des éléments.
Le TP sera consacré à la réactivité comparé de quelques corps purs simples compte
tenu de la position de leur élément constitutif dans la classification périodique (métaux
alcalins, halogènes), tandis que le TD permettra d’approfondir les notions de représentation
de Lewis et de géométrie des molécules, ainsi que celles d’isomérie structurale. La dernière
partie du TD est réservée à un test d’autoévaluation d’une dizaine de minutes afin de vérifier
l’acquisition des notions vues précédemment.
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Le cours de physique – 1h
Le cours va s’articuler autour de trois parties :
1. Rappels sur l’orbite circulaire d’un satellite
a) Accélération normale et tangentielle
- Rappels sur l’accélération
- Exemples : mouvement rectiligne, mouvement circulaire
b) Application du principe fondamental de la dynamique
- Identification des expressions : intro à la notion de masse pesante et masse inertielle
- Calcul de la vitesse orbitale
- Le satellite géostationnaire
c) Présentation des résultats sous la forme des lois de Képler
2. Les lois de Képler
a) La première loi
Exemples sur le système solaire, les satellites
Construction d’une ellipse
b) La deuxième loi
La fronde gravitationnelle
c) La troisième loi
Les lois d’échelle
3. Introduction aux phénomènes des marées
a) Les marées terrestres
b) Les marées dans le système solaire
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Institut Galilée
Le TP de physique
Simulation numérique
Il utilise le logiciel Orbit Xplorer sous Windows qui permet de simuler les trajectoires
de corps célestes soumis à l’interaction gravitationnelle.
On étudiera pendant la séance l’illustration des deux premières lois de Képler, ainsi
que les trajectoires des planètes dans le système solaire.
On laissera ensuite aux élèves la possibilité d’explorer les différents programmes
proposés.
La séance se terminera par un questionnaire de vérification des notions abordées qui
sera remis aux professeurs.
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Le cours de chimie – 1h
PROPRIETES PERIODIQUES DES ELEMENTS CHIMIQUES
TABLEAU DE MENDELEÏEV
Chapitre 1 : Structures électroniques des atomes et des molécules
Les éléments chimiques sont classés par numéros atomiques croissants
Valence des éléments
• Notion de couche électronique externe
• Cas de la ligne 2 (règle de l’octet)
• Cas des lignes 3 et supérieures (expansion de la règle de l’octet) : valence
maximale = nombre total d’électrons sur la couche externe
• Par colonne (famille d’éléments) = même structure électronique externe
Formules de Lewis
• Des atomes
• Des molécules (uniquement des liaisons simples)
Géométrie des molécules
• Notion de liaison covalente : mise en commun de deux électrons
• Les liaisons covalentes se placent dans l’espace de telle sorte à minimiser les
interactions
• Exemples des molécules de types AX2 (linéaires), AX3 (triangulaires) et AX4
(tétraédriques)
convention de représentation dans l’espace (devant, derrière, dans le plan)
• Cas de la présence de doublets non-liants (ou doublets libres)
ils prennent la place d’une liaison covalente
exemple de la molécule d’eau
Molécules isomères
• Même formule brute mais structure différente
exemple C3H7Cl
Chapitre 2 : Périodicité des propriétés chimiques
Métaux / non-métaux / métalloïdes
Les alcalins
•
Propriétés réductrices des alcalins
Les halogènes
• Propriétés oxydantes des dihalogènes et de leurs solutions aqueuses.
Propriétés de précipitation des ions halogénures.
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Le TD de chimie – 1h30
STRUCTURE ET GEOMETRIE DES MOLECULES
Exercice 1 : Les molécules simples
1- À l’aide des représentations de Lewis, indiquez la ou les valences possibles pour les
éléments suivants :
1H
5B
6C
7N
8O
14P
17Cl
2- Donnez les représentations de Lewis des molécules suivantes :
H2
BCl3
CH4
NH3
H 2O
PCl3
PCl5
3- À l’aide des modèles moléculaires, construisez les molécules suivantes en sachant que
l’hydrogène est en blanc, le carbone en noir, l’azote en bleu et l’oxygène en rouge :
H2
CH4
NH3
H 2O
4- Dessinez les molécules obtenues précédemment dans l’espace. Vous utiliserez la
convention géométrique vue en cours.
Exercice 2 : Les molécules isomères
Donnez toutes les représentations de Lewis possibles de la molécule de formule brute
suivante :
C2H6O
Ce que vous avez travaillé dans ce TD :
- relations tableau périodique / formules de Lewis des éléments
- formules de Lewis des molécules (liaisons simples uniquement)
- notion d’isomérie : relations formule brute / structure des molécules
- structure des molécules / géométrie des molécules
Exercice 3 : Test d’autoévaluation (10 minutes)
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Le TP de chimie
TRAVAUX PRATIQUES de CHIMIE
Périodicité des Propriétés
Chimiques
A. Introduction
Lavoisier, puis Dalton avaient ouvert l’exploration systématique des composés purs et
de leurs propriétés, permettant de définir une échelle des masses atomiques relatives des
éléments. Un chimiste russe, D. Mendeleïv, eut l’idée de disposer les éléments par masse
atomique croissante : il remarqua une périodicité dans leurs propriétés chimiques, ce qui
l’amena pour respecter cette périodicité à laisser des cases vides dans la classification. En
1869, il publia son tableau périodique des éléments sans rien connaître de la structure
électronique des atomes. Sans reprendre tout le cheminement effectué par ce chercheur, nous
allons mettre en évidence quelques propriétés chimiques communes au sein d’une même
famille (les halogènes notamment). Puis, nous nous intéresserons à l’évolution de certaines
propriétés au sein de la classification périodique.
Tout au long de ce TP cours, nous serons amenés à manipuler certains produits
chimiques dangereux, ce qui nous donnera l’occasion de rappeler et de respecter certaines
règles de sécurités.
B. Présentation du Logiciel « Mendeleïev »
Le logiciel « Mendeleïev » est une base de données de Chimie fondée sur la
classification périodique des éléments. L’un des principaux atouts de ce logiciel est son
puissant outil de recherche de données sur un élément (température de fusion,
électronégativité, énergie d’ionisation, isotopes, date et auteur de la découverte…).
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Institut Galilée
Des icônes permettent de visualiser des séquences vidéo reproduisant des
expériences, des photos de l’élément, des minéraux et des modèles moléculaires en 3D des
principaux composés d’un élément.
Affichage du tableau périodique
Recherche de données
Affichage de données
Tracé de graphe
Index
Etat physique des éléments à une
température donnée
Année de découverte de l’élément
Aperçu des propriétés chimiques
Fiche signalétique de l’élément
Historique, sources, application de l’élément
Photo de l’élément et de quelques minéraux
Vidéo d’expériences sonorisées sur l’élément
Structure cristalline ou moléculaire en 3D
Retour au tableau périodique
C. Propriétés réductrices des alcalins et des alcalino-terreux
C. 1. Réaction des alcalins sur l’eau
Les éléments de la première colonne manifestent un fort caractère réducteur (tendance
à céder un électron).
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Institut Galilée
Le sodium (comme les autres métaux alcalins) est conservé dans de l’huile de paraffine.
Sortir avec des pinces un morceau de sodium et en découper un petit bout (le métal est mou).
Cette opération sera réalisée uniquement par l’enseignant ou le technicien présent dans la
salle. Le sécher avec du papier filtre pour ôter de l’huile. Ne pas toucher à la main (le métal
est très réducteur) mais avec des pinces (mettre des gants). Projeter le petit morceau de
sodium dans un cristallisoir à demi rempli d’eau et dans lequel on a préalablement ajouté
quelques gouttes de phénolphtaléine. Observer ce qui se passe. Ecrire l’équation bilan de la
réaction.
Observation du phénomène :
Le morceau de sodium se déplace alors vivement à la surface de l’eau
(phénomène de caléfaction) et s’enflamme en donnant une flamme jaune
(dégagement de dihydrogène). Une traînée rose apparaît (caractéristique d’un
milieu basique) au passage du morceau de sodium. La réaction qui a lieu engage
donc le sodium et l’eau. Lors de cette réaction, le sodium réduit l’eau en
dihydrogène selon l’équation :
Équation bilan de la réaction :
1
Na( s ) + H 2O(l ) ←
→ Na(+aq ) + HO(−aq ) + H 2 ( g )
2
L’apparition d’un milieu basique est indiquée par la phénolphtaléine.
Réaliser la même expérience en recouvrant l’eau d’une couche d’huile avant de projeter
le petit morceau de sodium dans le cristallisoir. Observer ce qui se passe. Expliquer.
Observation du phénomène :
Le morceau de sodium se positionne à l’interface entre les deux liquides et s’enflamme,
ce qui témoigne de l’action de l’eau et non du dioxygène de l’air.
C. 2.
Réaction des autres alcalins sur l’eau
Dans le tableau périodique (logiciel Mendeleïev), sélectionner les métaux alcalins,
visionner la vidéo d’expérience
de réaction avec l’eau. Effectuer cette opération pour
tous les éléments de la famille (colonne).
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Institut Galilée
Visionner la vidéo d’expérience
de la flamme pour les métaux alcalins. Noter les
couleurs observées.
Répondre aux questions suivantes :
1. Commenter l’évolution de la réaction des métaux alcalins avec l’eau en fonction de
Z.
2. Ecrire les équations de ces réactions. Quels sont les produits formés lors de ces
réactions ? De quel type de réactions s’agit-il ? A quoi est due l’explosion lors de ces
réactions ?
3. La couleur de la flamme est caractéristique du métal et permet de l’identifier. Dans
quel sens évolue la longueur du rayonnement quand Z augmente ?
4. Pour le sodium, la couleur est due à l’émission d’un atome excité lors de son retour
vers l’état fondamental (transition 3p→3s). Quelle est alors la transition
électronique pour le potassium ? Le lithium ?
Réponses :
1. Quand Z augmente, l’énergie dégagée par la réaction augmente.
2.
1
K ( s ) + H 2O(l ) ←
→ K (+aq ) + HO(−aq ) + H 2 ( g ) . Formation de Na+, K+, Rb+…et de
2
dihydrogène. Réaction exothermique. Explosion due à la présence de dihydrogène.
3. Li : flamme écarlate, Na : jaune orangé, K : Lilas, Cs : bleu clair. Quand Z augmente,
la valeur de la longueur d’onde diminue - de 700 nm (écarlate) à 400 nm (Lilas).
4. Lithium : 2p→2s et potassium : 4p→4s.
D. Propriétés
oxydantes
des
dihalogènes,
comportement
des
halogénures
Au sein de la classification périodique, les halogènes sont rencontrés en fin de ligne
tandis que les métaux alcalins et les métaux alcalino-terreux se situent en début de ligne. Les
dihalogènes manifestent des propriétés oxydantes (tendance à capter des électrons).
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D. 1.
Solution aqueuse de diode
Les dihalogènes manifestent leurs propriétés oxydantes en solution aqueuse. Le diiode
(solide violet) se solubilise et conduit à une solution brune.
Cette première expérience vise à montrer le caractère oxydant d’une solution brune de
diiode. Verser dans un bécher une petite quantité de la solution de brune de diiode. Ajouter
la solution contenant les ions thiosulfate S 2 O32− . Décrire ce que vous observez. Ecrire
l’équation bilan de la réaction.
Observation du phénomène :
La coloration brune disparaît. Le diiode a oxydé les ions thiosulfate ( S 4 O62− )
selon la réaction :
Équation bilan de la réaction :
I 2 ( aq ) + 2 S 2 O32− ( aq ) 
→ 2 I (−aq ) + S 4 O62− ( aq )
Cette réaction est à la base des titrages de solutions de diiode. Après avoir rincé la
burette avec la solution de thiosulfate, S 2 O32− = mol −1 , remplir la burette avec cette même
solution. Verser dans un bécher 20 ml de solution de diiode de concentration inconnue. A
l’aide de la burette verser ml par ml le thiosulfate dans la solution de diiode. Déterminer à 1
ml près le volume de thiosulfate à l’équivalence. Réitérer l’opération en versant le thiosulfate
dixième de ml par dixième de ml et cela 2 ml avant le volume à l’équivalence. Déterminer le
volume de thiosulfate à 0,1 ml près à l’équivalence. Déterminer la concentration de la
solution de diode.
[
]
Résultats :
[
]
On à : S 2O32− =
0,1mol −1 ,
V ( S 2O32− ) éq. = 18 ml
V ( I 2 )in . = 10ml
[
2−
3
avec S 2 O
]×V (S O ) = V (I
2
2−
3
)× [I ] ⇒ [I ] = [S O ]× V (S O ) = 0,2 mol
V (I )
2
2
2
2−
3
2
2
2
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2−
3
-1
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D. 2.
Propriété des ions halogénures
Les ions halogénures possèdent des propriétés comparables, une expérience simple le
montre rapidement.
D. 2. a.Les ions chlorure (Cl-).
Disposer 1 ml d’une solution de chlorure de potassium dans un tube à essai puis
rajouter 2 gouttes d’une solution de nitrate d’argent (AgNO3). Décrivez le phénomène
observé. Ecrire l’équation bilan de la réaction.
Réitérer l’opération en remplaçant le nitrate d’argent par Pb2+. Décrivez le phénomène
observé. Ecrire l’équation bilan de la réaction. Comparer les deux réactions.
Observation du phénomène :
Une solution contenant des ions Ag+ (aq) (respectivement Pb2+) est versée dans
une solution contenant des ions Cl- (aq). Dans les deux cas un solide apparaît : il
s’agit d’un précipité (solide) blanc de chlorure d’argent AgCl(s) ou de chlorure
de plomb PbCl2(s). Dans le second cas la réaction est moins prononcée.
Équation bilan de la réaction :
Ag (+aq ) + Cl(−aq ) 
→ AgCl( s )
Pb(2aq+ ) + 2Cl(−aq ) 
→ PbCl 2 ( s )
D. 2. b.
Les ions bromure (Br-).
Disposer 1 ml d’une solution de bromure de potassium dans un tube à essai puis
rajouter 2 gouttes d’une solution de nitrate d’argent (AgNO3). Décrivez le phénomène
observé. Ecrire l’équation bilan de la réaction.
Réitérer l’opération en remplaçant le nitrate d’argent par Pb2+. Décrivez le phénomène
observé. Ecrire l’équation bilan de la réaction. Comparer les deux réactions.
Observation du phénomène :
Une solution contenant des ions Ag+ (aq) (respectivement Pb2+) est versée dans
une solution contenant des ions Br- (aq). Dans les deux cas un solide apparaît : il
s’agit d’un précipité (solide) blanc de bromure d’argent AgBr(s) ou de bromure
de plomb PbBr2(s). Dans le second cas la réaction est moins prononcée.
Équation bilan de la réaction :
Ag (+aq ) + Br(−aq ) 
→ AgBrl( s )
Pb(2aq+ ) + 2 Br(−aq ) 
→ PbBr2 ( s )
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D. 2. c. Les ions iodures (I-).
Disposer 1 ml d’une solution d’iodure de potassium dans un tube à essai puis rajouter
2 gouttes d’une solution de nitrate d’argent (AgNO3). Décrivez le phénomène observé. Ecrire
l’équation bilan de la réaction.
Réitérer l’opération en remplaçant le nitrate d’argent par Pb2+. Décrivez le phénomène
observé. Ecrire l’équation bilan de la réaction. Comparer les deux réactions.
Observation du phénomène :
Une solution contenant des ions Ag+ (aq) (respectivement Pb2+) est versée dans
une solution contenant des ions I- (aq). Dans les deux cas un solide apparaît : il
s’agit d’un précipité (solide) jaune d’iodure d’argent AgI(s) ou d’iodure de
plomb PbI2(s). Dans le second cas la réaction est moins prononcée.
Équation bilan de la réaction :
Ag (+aq ) + I (−aq ) 
→ AgI ( s )
Pb(2aq+ ) + 2 I (−aq ) 
→ PbI 2 ( s )
D. 2. d.
Détermination de la nature d’une solution.
Vous disposez de trois solutions notées A, B et C. A l’aide de la solution de nitrate
d’argent (AgNO3), déterminer laquelle de ces trois solutions est : de l’eau déminéralisée, de
l’eau du robinet et une solution de chlorure de sodium. Justifier votre réponse.
Réponses :
Eau déminéralisée :
Eau du robinet :
Solution de chlorure de sodium :
Plus la concentration en ion Cl- augmente, plus la quantité de solide blanc formé est
importante et plus le précipité est intense.
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Institut Galilée
E. Conclusion
On retiendra les informations suivantes :
1.
Les éléments les plus à gauche du tableau périodique sont des métaux vrais :
ils ont tendance à perdre les électrons de leurs sous-couches les plus externes s
ou p, ce sont des réducteurs et leurs oxydes sont basiques, c'est-à-dire qu’ils
donnent des cations (ou des sels) par réaction avec les acides ou les oxydes
acides.
2.
Les éléments les plus à droite sont des non-métaux : ils ont tendance à
compléter à 8 leurs sous couche p incomplète, ce sont des oxydants, leurs
oxydes sont acides, c'est-à-dire qu’ils donnent des anions (ou des sels) avec les
bases ou les oxydes basiques.
3.
Au milieu de cette 3ème période, l’aluminium donne un oxyde indifférent (ou
amphotère) c'est-à-dire qu’il donne des cations avec les acides et des anions
avec les bases.
Illustration avec l’expérience suivante : Dans un tube à essai contenant de
l’acide chlorhydrique concentré, ajouter de l’alumine (équation bilan de la
réaction ?), filtrer, ajouter progressivement de la soude concentrée et observer
ce qui se passe (équation bilan de la réaction ?).
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