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Le nouveau programme
de Chimie au lycée
10 avril 2002
Bordeaux
1
Lettre de cadrage du C.N.P. pour la chimie
C’est sur la base de cette lettre que le Groupe d’Experts
pour les Programmes Scolaires a rédigé les
programmes. Il y est dit : « Dans un cadre fondamental
mais aussi culturel et appliqué, l'objectif essentiel pour
la chimie est que le bachelier scientifique ait assimilé
les grands principes gouvernant la structure et
l'évolution des systèmes chimiques et ce, par une double
approche macroscopique et microscopique »
2
Les objectifs de l ’enseignement des sciences
physiques et chimiques au lycée
• Fournir aux élèves une représentation cohérente des sciences
physiques et leur faire assimiler les grands principes
gouvernant l’évolution des systèmes.
• Acquérir un double regard, macroscopique et microscopique,
sur le comportement de la matière ; observations et mesures à
notre échelle, modélisation macroscopique et microscopique
pour rendre rendre compte des phénomènes observés.
• Aborder sa dimension sociale et culturelle : importance dans
la vie quotidienne, importance économique, image des sciences
physiques dans la société...
• Approcher quelques éléments d’histoire des sciences.
• Favoriser l ’orientation vers des filières scientifiques, en
développant le nécessaire questionnement de l ’élève et la
pratique expérimentale.
3
Programmes et documents
d’accompagnement
• Programmes
– Bulletin officiel :
• Seconde : BO HS n°6 du 12 août 1999
• Première S : BO HS n°7 du 31 août 2000
• Terminale S : BO HS n°4 du 30 août 2001
– Serveur Eduscol : www.eduscol.education.fr
• Documents d’accompagnement de seconde et première S
– Publications CNDP : recueils et cédéroms
– Serveur Eduscol : www.eduscol.education.fr
• Projet de document d’accompagnement de terminale S
– Serveur du groupe d’experts : membres.lycos.fr/groupexperts/4
Progressivité des apprentissages en chimie
- Dialogue autour du nouveau programme de chimie
(gen 1)
- Tableau synoptique : La chimie de la seconde à la
terminale S (gen 2)
5
Outils d’analyse des systèmes mis en place
en Seconde
• Un système chimique évolue au cours d ’une
transformation d’un état initial à un état final.
• La transformation est modélisée par une réaction
chimique dont l’écriture symbolique est donnée par
l’équation.
• L’outil avancement (non exigible) est proposé pour
déterminer l’état final du système à partir de l’état
initial et de l’équation de réaction.
• La notion de réactif limitant est introduite.
• On ne sait à ce stade ni comment, ni pourquoi, ni
jusqu’où, ni en combien de temps le système
6
évolue ?
Outils d’analyse des systèmes mis en
place en Première S
• L’outil avancement est réinvesti pour suivre
l’évolution des systèmes (exigible).
• Une nouvelle technique de mesure est introduite, la
conductimétrie, pour déterminer des quantités de
matière ionique par étalonnage et par titrage.
Le suivi conductimétrique permet de comprendre
aisément l’évolution d’un système au cours d’un
titrage et la notion d’équivalence.
• Le tableau d’évolution du système, établi à
l’équivalence, permet d’établir la relation entre les
quantités de matière de réactif titrant versé à
l’équivalence et de réactif titré initialement présent. 7
Le « fil directeur » du programme de
Terminale S
L’évolution des systèmes chimiques
•
•
•
•
L’évolution dans le temps,
L’évolution vers un état d’équilibre,
Le sens d’évolution,
Le contrôle de l’évolution d’un système.
8
Structure du programme de Terminale S
Elaboré autour de questions déclinées dans quatre
grandes parties :
• A - La transformation d’un système chimique est
elle toujours rapide ?
• B - La transformation d’un système est-elle toujours
totale ?
• C- Le sens « spontané » d’évolution d ’un système
chimique est-il prévisible ? Ce sens peut-il être
inversé ?
• D- Comment le chimiste contrôle-t-il les
transformations de la matière ?
9
A - La transformation d’un système chimique
est elle toujours rapide ?
1. Transformations lentes et rapides
– Mise en évidence expérimentale de transformations lentes et rapides et des
facteurs cinétiques
2. Suivi temporel d’une transformation
– Tracé des courbes d’évolution de quantité de matière et de concentration
au cours du temps
– Vitesse de réaction : définition de la vitesse volumique : v = (1/V). dx/dt,
évolution de la vitesse au cours du temps, temps de demi-réaction t1/2, choix
de la méthode de suivi en fonction de t1/2
– Une nouvelle technique d’analyse : la spectrophotométrie ; absorbance,
relation entre absorbance et concentration effective d’une espèce colorée,
suivi cinétique par spectrophotométrie
3. Quelle interprétation donner au niveau microscopique ?
– Interprétation de la réaction en terme de chocs efficaces
– Interprétation de l’influence de la concentration et de la température sur le nombre
10
de chocs efficaces par unité de temps.
A – Quoi de neuf ?
• Définition de la vitesse volumique de réaction : (1/V)dx/dt,
quantité d’événements réaction par unité de temps et par unité de
volume,
• Temps de demi-réaction t1/2 comme temps caractéristique d’une
évolution et comme critère de comparaison entre deux
transformations ; choix de la technique de suivi dépendant de
l ’ordre de grandeur de t1/2 .
• Manométrie, conductimétrie et spectrophotométrie (sans justifier
ce qui se passe au niveau microscopique lors de l ’absorption)
comme outil de suivi cinétique. La technique de l’absorptiométrie
est explicitée.
• Interprétation microscopique du caractère non instantané des
transformations et des des facteurs cinétiques ; approche
probabiliste des chocs et chocs efficaces
• Ne sont plus présentés dans cette partie:
– vitesse de formation d ’un produit et de disparition d ’un réactif, notion de
vitesse moyenne,
11
– catalyse (intervient dans le contrôle en partie D)
A - 1. Transformations lentes et rapides
A - 2. Suivi temporel d’une transformation
• TP ou activités
– Étude cinétique d’une transformation à l’aide de
techniques déjà pratiquées par l’élève :
• suivi par manométrie (doc A1a)
• suivi par conductimétrie (doc A1b)
• suivi par prélèvements et titrages (doc A1c)
– Étude cinétique d’une transformation à l’aide d’une
nouvelle technique : l’absorptiométrie
• Introduction à la spectrophotométrie (doc A2), dosage
par étalonnage (doc A3 – 1ère partie)
• Suivi cinétique par spectrophotométrie (doc A3– 2ème
partie)
12
A - 3. Quelle interprétation donner au
niveau microscopique ?
• TP ou activité en classe ou effectuée en
interdisciplinarité avec le collègue de mathématiques
– « zoom sur le microscopique : une modélisation
microscopique rendant compte des observations
macroscopiques » (doc A4)
• Première approche : modélisation par un tirage manuel
• Deuxième approche : modélisation mettant en jeu une
analyse combinatoire et un tirage aléatoire à l’aide d’un
tableur
13
B - La transformation d’un système chimique
est-elle toujours totale ?
1. Une transformation chimique n’est pas toujours totale et la
réaction a lieu dans les deux sens.
– Introduction du pH et de sa mesure.
– L’avancement final d’une réaction chimique 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.
– Interprétation de l’état d’équilibre au niveau microscopique.
2. État d’équilibre d’un système
– Quotient de réaction, Qr.
– Détermination de la 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.
– Influence de l’état initial d’un système sur le taux d’avancement final
14
d’une réaction.
B - La transformation d’un système
chimique est-elle toujours totale ?
3. 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 identique,
des acides entre eux et des bases entre elles.
– Constante d ’équilibre associée à une réaction acido-basique.
– Domaines de prédominance et diagramme de distribution d’espèces
acides et basiques en solution.
– Zone de virage d ’un indicateur coloré acido-basique.
– Titrage pH-métrique d ’un acide ou d ’une base dans l ’eau en vue de
déterminer le volume versé à l ’équivalence et de choisir un indicateur
acido-basique pour un titrage.
15
B - 1. Une transformation chimique n ’est pas
toujours totale et la réaction a lieu dans les
deux sens.
Activité. Une transformation chimique n’est pas
toujours totale : introduction de la notion
d’équilibre chimique (doc. B1)
• Objectifs
 Montrer qu’une transformation à laquelle est associée une
réaction acido-basique, peut ne pas être totale et qu’il existe
une réaction en sens inverse.
 Faire émerger la notion d’état équilibre dynamique.
 Montrer que la notion d’équilibre chimique est
généralisable à un système subissant une transformation à
laquelle est associée une réaction d’oxydoréduction.
16
• Présentation de la démarche
 Dans une première expérience, l’élève découvre, à
l’aide d’une mesure de pH, que lors d’un mélange
d’acide éthanoïque et d’eau, l’état final est atteint alors
que le réactif limitant, l’acide éthanoïque, est encore
présent ; concernant l’avancement, ceci se traduit par :
xfinal < xmax.
 L’élève est amené à formuler des hypothèses pour
interpréter ce phénomène.
17
Hypothèses formulées possibles
Hypothèse 1 : La transformation n’est pas totale car la
réaction est « lente ». Cette hypothèse peut être
invalidée car, en chauffant et en revenant à la
température ambiante, le pH reste inchangé.
 Hypothèse
2 : Seules certaines molécules initialement
présentes réagissent pour donner les produits. On peut
raisonnablement douter du fait que des molécules
identiques réagissent différemment.
 Hypothèse 3 : Il existe une réaction entre les produits
de la réaction ; CH3COO- (aq) et H3O+(aq).
18
 Pour valider l’hypothèse 3, une deuxième expérience
met en évidence l’existence d’une réaction, en sens
inverse de la précédente, celle des ions éthanoate sur les
ions oxonium.
 La notion d’équilibre chimique, équilibre dynamique,
émerge alors. Un retour sur le modèle microscopique
permet d’interpréter cet état final.
 Enfin une troisième expérience permet de montrer que,
lors de la réaction d’oxydoréduction entre les ions
argent(I) et les ions fer(II), le réactif limitant, quelle
que soit sa nature, est toujours présent dans l’état final.
La transformation n’est pas totale et le système atteint
donc un état d’équilibre dynamique.
19
Comment caractériser une transformation qui n’est
pas totale ?
• Par le taux d ’avancement final de la réaction :
le taux d’avancement final s ’exprime par le rapport
entre l ’avancement final, xfinal, et l ’avancement
maximal, xmax :
t = xfinal/xmax
20
Quelques choix
• A propos du choix du vocabulaire :
– réaction ayant lieu dans les deux sens, direct et inverse par
rapport à l ’écriture, plutôt que renversable (pas nécessaire
d’introduire un mot nouveau)
• A propos du choix des écritures :
– transformation orientée : état initial  état final
– la réaction peut avoir lieu dans les deux sens, l’équation de la
réaction s ’écrit avec =
Ce signe symbolise uniquement la conservation de la masse,
des éléments chimiques et de la charge.
Il ne préjuge pas du sens d’évolution du système. Pour
connaître le sens d ’évolution, on utilisera le critère
d ’évolution.
21
B - 2. État d’équilibre d ’un système
TP. Mise en évidence par conductimétrie de
l’invariance du quotient de réaction à l’état
d’équilibre du système et ce quel que soit l’état
initial (doc.B2)
• Objectifs
– Définir le quotient de réaction.
– Montrer qu’à une réaction chimique est associée un
quotient de réaction invariant (à température donnée),
dans l'état d'équilibre du système et ce, quel que soit l’état
initial du système.
22
• Présentation de la démarche
 Les systèmes étudiés sont différents mélanges d’acide
éthanoïque et d’eau. La réaction associée s’écrit :
CH3COOH + H2O = CH3COO- + H3O+
 Les conductances Gi des différentes solutions aqueuses
d’acide éthanoïque de concentrations molaires apportées ci
sont mesurées :
 Les conductivités si sont alors déduites de : G  s   cell
s i    CH3CO2-   CH3CO2-  +  H3O+   H3O+ 
 A l’aide du tableau descriptif de l'évolution du
système, les concentrations molaires effectives des espèces
dissoutes sont déterminées :
x
H3 O+  = CH3 CO2-   final

 

V
23

 

s i   CH3CO2-   H3O+   H3O+ 


CH3CO2H =
n  CH3CO2H,initial - x final
V
= c - H3O+ 
24
 La valeur du quotient de réaction dans l’état
d’équilibre est calculée et il est vérifié que celle-ci est
constante quel que soit l’état initial du système :
Qr,éq
CH3 CO2-   H3 O+ 

 éq 
 éq
=
CH3CO2Héq
• L ’expérience conduit à des valeurs comprises entre
1,3 10-5 et 1,6 10 -5 .
• La valeur moyenne obtenue est Qr,éq  1,4.10-5 .
• Cette valeur est identifiée à la constante d'équilibre K
associée à la réaction étudiée (dans ce cas K = KA)
25
Justifications de quelques choix
• A propos de l’écriture du quotient de réaction :
– programme de 1995 : écriture de la constante
d’équilibre faisant intervenir les concentrations
molaires des espèces dissoutes, [X], sans pour autant
attribuer d’unité à cette constante.
– programme de 2002 : seules les espèces dissoutes
apparaissent dans l’expression du quotient de réaction,
Qr, par leur concentration molaire, [X].
Dans l ’expression de Qr, [X] représente le nombre qui
mesure la concentration molaire de cette espèce
exprimée en mol.L-1.
Le quotient de réaction, Qr, est donc un nombre sans
dimension.
26
B-2. Influence de l’état initial sur le 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 ?
• Est-il vrai de dire qu’une transformation n’est
pas totale si la constante d’équilibre de la réaction
associée est K < 104 ?
27
B - 3. Transformations associées à des réactions
acido-basiques en solution aqueuse
TP. Détermination par spectrophotométrie des
domaines de prédominance d’espèces acides et basiques
en solution : cas du bleu de bromothymol (doc.B3)
• Objectifs
 Comprendre le mode de fonctionnement d’un indicateur
coloré.
 Déterminer par spectrophotométrie le diagramme de
distribution, en fonction du pH, des formes acide et basique
d ’un couple acide/base, le bleu de bromothymol, et en déduire
le domaine de prédominance de ces formes en fonction du pH.
28
TP. Des transformations associées à des réactions
acido-basiques : analyse de courbes de titrages
pH-métriques (doc.5B)
• Objectifs
– Montrer que l’équivalence du titrage acido-basique
correspond à un point singulier de la courbe pH = f(V), V
étant le volume de réactif titrant versé.
– Exploiter la courbe tracée pour choisir l’indicateur
coloré qui convient pour repérer l’équivalence lors d’un
titrage colorimétrique
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C – Le sens « spontané » d’évolution
d’un système est-il prévisible ?
Le sens d’évolution d’un système
chimique peut-il être inversé ?
1. Un système chimique évolue spontanément vers l’état d’équilibre
– Au cours du temps, la valeur de Qr tend vers la constante d’équilibre K :
critère d’évolution spontanée. Illustration du critère d’évolution sur
différentes réactions.
2. Les piles : dispositif mettant en jeu des transformations
spontanées.
–
–
–
Transferts spontanés d’électrons entre deux couples oxydant-réducteur du type
Mn+/M.
Constitution et fonctionnement d’une pile : sens du courant électrique,
évolution du système vers l’état d’équilibre : la pile usée.
Force électromotrice d’une pile. Exemples de piles usuelles
3. Exemples de transformations forcées.
–
Possibilité de changement du sens d’évolution d’un système en imposant un
courant : principe de l’électrolyse. Réactions aux électrodes. Applications
30
industrielles de l’électrolyse.
C-1. Un système chimique évolue
spontanément vers l’état d’équilibre
Activité : Introduction au critère d’évolution spontanée
d’un système chimique (doc C1)
Objectif
Vérifier que quelque soit l’état initial du système, Qr tend vers K
Qr,i < K : le sens spontané de la transformation est le
sens direct ; la transformation s’accompagne
spontanément de la consommation des réactifs et de
la formation des produits.
Qr,i > K : le sens spontané de la transformation est le
sens inverse ; la transformation s’accompagne
spontanément de la formation des « réactifs » et de la
consommation des « produits ».
Il existe un état singulier du système pour lequel :
Qr,i = Qr,éq. = K ; le système n’évolue pas macroscopiquement ; l’état d’équilibre du système est atteint
Qr,i
K
sens d’évolution du système
K
Qr,i
sens d’évolution du système
Qr,i = K
pas d’évolution macroscopique du système
31
Choix de la transformation
• La manipulation proposée met en jeu des solutions
dans lesquelles interviennent deux couples acide/base
pour lesquels les pKA sont donnés :
– Couple 1 : AH/ApKA1 = 4,8
KA1 = 1,8.10-5
– Couple 2 : A ’H/A ’- pKA2 = 3,8
KA2 = 1,8.10-4
• la réaction acido-basique susceptible de se produire
entre ces deux couples s’écrit :
• A’H + A- =
A’- + AH
• (HCOOH + CH3COO- =
HCOO- + CH3COOH)
• K = 10
32
Expériences : préparer les mélanges décrits dans le
tableau ci-dessous ; homogénéiser.
- Mesurer la valeur du pH de chaque solution.
- Calculer le quotient de réaction dans l’état initial du
système après mélange fictif « avant » réaction.
Sachant que, quel que soit l’état initial d’un système, Qr
tend vers K,
- Prévoir l’évolution du système ;
- La vérifier par une mesure du pH du mélange considéré
Mélange
V1 (acide éthanoïque)
V2 (éthanoate de sodium)
V3 (acide formique)
V4 (formiate de sodium)
1
10
10
10
10
2
20
1
5
10
33
Mélange 1 : HCOOH + CH3COO- =
HCOO- +
CH3COOH
a) prévision : Qr,i est plus petit que K (1 < 10) On prévoit
donc que le système évolue dans le sens direct
b) mesure du pH à l ’équilibre (4,2) : Ainsi le rapport
[CH3COO-] / [CH3CO2H] a diminué entre l ’état i et
l ’équilibre, donc [CH3CO2H] a augmenté et [CH3COO-]
a diminué au cours de l ’évolution.
Le système a évolué dans le sens direct conformément aux
prévisions.
Etat d’équilibre
Etat initial
[CH3 CO2 ]i
[CH3 CO2H]i

c.V2
c.V1

V2
V1
[CH3 CO 2 ] i
1
[CH3 CO 2 H] i

10
10
[CH3 CO 2 ]éq.
[CH3 CO 2H]éq.

K A1
[H3 O  ]éq.
[CH3 CO 2 ] éq.
[CH3 CO 2 H] éq.

1, 8.10
10
-5
-4,2
 0,3
34
Mélange 2 : HCOOH + CH3COO- =
HCOO- +
CH3COOH a) prévision : Qr,i est plus grand que K (40
>10) On prévoit donc que le système évolue dans le sens
inverse.
b) mesure du pH à l ’équilibre (3,7) : Ainsi le rapport
[CH3COO-] / [CH3CO2H] a augmenté (entre état i et
équilibre), donc [CH3CO2H] a diminué et [CH3COO-] a
augmenté.
Le système a évolué dans le sens inverse conformément
aux prévisions.
Etat d’équilibre
Etat initial
[CH3 CO2 ]i
[CH3 CO2H]i

c.V2
c.V1
[CH3 CO2 ]i
[CH3 CO2H]i

V2
V1
 0, 05

1
20
[CH3 CO2 ]éq.
[CH3 CO2H]éq.

K A1
[H3 O  ]éq.
[CH3 CO2 ]éq.
[CH3 CO 2H]éq.

1, 8.10
10
5
3,7
 0, 09
35
C- 2. Les piles : dispositif mettant en
jeu des transformations spontanées.
• TP : Les piles (doc C3)
• Objectifs
• Montrer qu’une transformation spontanée impliquant un
échange d’électrons peut-avoir lieu soit en mélangeant les
espèces chimiques de deux couples rédox soit en les séparant
: montrer que dans ce cas il est possible de récupérer de
l’énergie électrique à l’aide d’un dispositif appelé pile.
• Montrer qu’une pile délivre un courant un circuit fermé.
Utiliser le critère d’évolution spontanée pour justifier ce
sens ou le prévoir.
• Analyser la constitution d’une pile simple et étudier son
fonctionnement et ses caractéristiques en circuit ouvert et
fermé. Simuler l’évolution du comportement d’une pile lors
de son fonctionnement en réalisant différents états
d’avancement du système. Montrer que les caractéristiques
36
dépendent des couples utilisés et des concentrations.
C- 3. Exemples de transformations forcées.
• Activité :Peut-on forcer une transformation ? Peut-on
inverser le sens d’évolution d’un système ? (doc C4)
• Objectifs
• Montrer qu’il est parfois possible de forcer l’évolution d’un
système à l’équilibre.
• Montrer qu’il est parfois possible d’inverser le sens d’évolution
d’un système et donc de forcer une transformation
• Illustrer le principe de fonctionnement d’un accumulateur :
charge et décharge.
37
• Présentation de la démarche
•
Dans la pile cuivre-argent « usée », le système est à
l’équilibre. Montrer qu’un courant électrique imposé
par un générateur contraint le système à évoluer.
Mettre en évidence les produits formés. Montrer
qu’après un certain temps, la pile est « rechargée »
• Laisser la pile débiter et montrer que le sens
d’évolution est le sens spontané. Imposer un courant
électrique de sens contraire à celui observé lors du
fonctionnement de la pile et montrer que l’on inverse
alors le sens d’évolution du système.
• Expliciter et illustrer le fonctionnement d’un
accumulateur.
38
Quelques choix
• A propos de l’évolution des systèmes chimiques :
– Le seul critère utilisé est la comparaison de la valeur du
quotient de réaction Qri du système dans l’état initial à la
constante d’équilibre K.
– Expérimentalement le sens de l’évolution est validé par
la variation d’une grandeur physique (pH par exemple)
ou le sens de circulation du courant.
• A propos des potentiels d’oxydoréduction :
– Les potentiels standards ne sont pas au programme.
– Il est cependant possible, à partir des mesures de f.é.m de
différentes piles, de montrer qualitativement que le
potentiel d’une électrode du type Mn+/M dépend de la
nature du couple et augmente avec la concentration
molaire de l’espèce dissoute Mn+.
39
D- Comment le chimiste contrôle-t-il les
transformations de la matière ?
1. Les réactions d’estérification et d’hydrolyse
– Formation d’un ester à partir d’un acide et d’un alcool : réaction
d’estérification.
– Hydrolyse d’un ester, écriture de l ’équation de la réaction correspondante.
– Mise en évidence expérimentale d’un état d’équilibre lors des transformations
faisant intervenir des réactions d’estérification et d’hydrolyse.
– Définition du rendement d’une transformation.
– Définition d’un catalyseur.
– Contrôle de la vitesse de réaction : température et catalyseur.
– Contrôle de l’état final d’un système : excès d’un réactif ou élimination d’un
produit.
2. Des exemples de contrôle de l ’évolution de systèmes chimiques exemples pris dans l ’industrie chimique ou les SVT
– Changement d ’ un réactif
• synthèse d ’un ester à partir d ’un anhydride d ’acide et d ’un alcool
• hydrolyse basique d ’un ester : saponification
40
– Utilisation de la catalyse
D-1. Les réactions d’estérification et d’hydrolyse
• TP : Contrôle des transformation mettant en jeu
les réactions d’estérification et d’hydrolyse des
esters (doc D1)
• Objectifs
– Vérifier expérimentalement les caractéristiques de ces
transformations :
• Elles sont lentes,
• Elles sont limitées,
• Elles sont plus rapides en présence d’acide sulfurique
concentré,
• La présence d’acide sulfurique ne modifie pas l’état
d’équilibre,
• Les transformations sont plus rapides à température élevées,
• L’état d’équilibre peut être déplacé en utilisant un excès de
41
réactif ou en éliminant un produit.
D-2. Des exemples de contrôle de
l’évolution de systèmes chimiques • TP : Synthèse de l’aspirine (doc D2)
• Objectifs
– Montrer qu’un changement de réactif, utilisation d’un anhydride
d’acide à la place de l’acide, permet d’améliorer le rendement de
la synthèse de l’ester
• TP : Synthèse d’un savon et propriétés des savons
dans l’eau (doc D3)
• Objectifs
– Montrer qu’un changement de réactif, utilisation de soude
concentrée à la place de l’eau, permet d’améliorer le rendement
de l’hydrolyse d’un ester
42
• TP : Dosage direct de l’aspirine (doc D4)
• Objectifs
– Montrer que plusieurs réactions chimiques peuvent
coexister au cours d’une transformation.
– Montrer que ces réactions peuvent être compétitives.
– Dans le cas d’une compétition cinétique, jouer sur les
facteurs cinétiques pour privilégier l’une d’elles.
– Dans le cas d’une compétition « thermodynamique »,
évaluer le taux d’avancement respectif de chaque
réaction à partir de sa constante d’équilibre.
– Appliquer au titrage acido-basique d’une solution
d’aspirine avec un indicateur coloré.
43
Conclusion
• Importance du statut de l’expérience de cours,
• Entrée dans le TP par le questionnement et la réflexion,
• Approche différente du précédent programme même si
contenus proches,
• Présentation non manichéenne des concepts de vitesse et
d’équilibre en privilégiant le raisonnement plutôt que
l’application de règles,
• Cohérence horizontale et verticale ; fil conducteur,
nécessité de traiter le programme dans l’ordre proposé
sauf inversion A et B possible.
44
La chimie dans l’enseignement de spécialité
• Le chimiste et le quotidien :
– mise en relief des activités du chimiste et des techniques ou
procédés utilisés au laboratoire ou dans l’industrie
• Objectifs :
– consolider et diversifier la culture scientifique,
– pratiquer des activités expérimentales et développer des
compétences expérimentales,
– approfondir les connaissances acquises pour exploiter ou
proposer un protocole et pour interpréter les observations et
les mesures.
• Structure du programme :
–
–
–
–
A. Extraire et identifier des espèces chimiques
B. Créer ou reproduire des espèces chimiques
C. Effectuer des contrôles de qualité
D. Élaborer un « produit » de consommation : de la matière45
première à la formulation
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