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 Besançon 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 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. Solution de permanganate de potassium • Réaction support du titrage : 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. Exemple de la réaction de l’acide éthanoïque avec l’eau

17. 0,10 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 = 3,1 donc n(H3O+)final 8.10-5 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 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 (atelier 2) • 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 ; • [espèce dissoute] représente le nombre qui mesure la concentration molaire de cette espèce exprimée en mol.L-1 ; • Le quotient de réaction, Qr, est un nombre sans dimension.

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’une solution d’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. 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.

38. 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)

39. 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

40. Qr,i K sens direct K Qr,i sens inverse Qr,i = K équilibre • Un système chimique évolue spontanément vers l’état d’équilibre Introduction au critère d’évolution spontanée d’un système chimique(Atelier 2)

41. CH3CO2- + HCO2H = CH3CO2H + HCO2- V1 = 10 mL CH3CO2H 0,10 mol.L-1 V2 = 10 mL Na+, CH3CO2- 0,10 mol.L-1 V3 = 10 mL HCO2H 0,10 mol.L-1 V4 = 10 mL Na+, HCO2- 0,10 mol.L-1 Expérience n°1 Qr,i < K donc le système doit évoluer vers la formation de CH3COOH et HCOO-(sens direct) et

42. État initial : pH = 4,2 État d’équilibre : 4,2 Vérification expérimentale Le rapport a diminué comme prévu Le système a évolué dans le sens direct

43. V1 = 20 mL CH3CO2H 0,10 mol.L-1 V2 = 1,0 mL Na+, CH3CO2- 0,10 mol.L-1 V3 = 5,0 mL HCO2H 0,10 mol.L-1 V4 = 10 mL Na+, HCO2- 0,10 mol.L-1 Expérience n°2 Qr,i > K donc le système doit évoluer dans le sens inverse et

44. État initial : pH = 3,7 État d’équilibre : 3,7 Vérification expérimentale Le rapport a augmenté comme prévu Le système a évolué dans le sens inverse

45. Remarque concernant l’écriture de l’équation de la réaction L’écriture, de gauche à droite, correspond au sens d’évolution spontanée de la transformation (lorsqu’il est déterminé) • Pour l’expérience n°1 : CH3CO2- + HCO2H = CH3CO2H + HCO2- • Pour l’expérience n°2 : CH3CO2H + HCO2- = CH3CO2- + HCO2H

46. Les piles, dispositifs mettant en jeu des transformations spontanées permettant de récupérer de l’énergie TP. Transformation spontanée : les piles (doc.C3) Objectifs : • Élaborer un dispositif appelé pile. • Utiliser le critère d’évolution spontanée pour justifier le sens du courant ou le prévoir. • Étudier le fonctionnement d’une pile. • Force électromotrice de la pile. • Simuler l’évolution du comportement d’une pile lors de son fonctionnement.

47. Zn Zn2+ Cu Cu Cu2+ État Final État initial Prévision de l’évolution du système constitué des espèces de deux couples oxydant/réducteur Transfert spontané d’électrons du zinc vers les ions cuivre(II) Cu2+(aq) + Zn(s) = Cu(s) + Zn2+(aq)

48. A Cu Zn Zn2+ Cu2+ e- I Papier imbibé de solution de nitrate de potassium Élaboration d’une pile • Couples oxydant/réducteur séparés dans deux bechers • Échange d’électrons possible entre le cuivre et le zinc ? • Nécessité de « fermer » le circuit électrique constitué

49. Évolution du comportement d’une pile au cours de son fonctionnement Simulation de l’usure d’une pile argent-cuivre ⊖ Cu(s)/ Cu2+(aq)+SO(aq), 0,50 mol.L-1 // Ag+(aq)+NO(aq), 1,0 mol.L-1 /Ag(s)⊕ 2Ag+(aq) + Cu(s) = 2Ag(s) + Cu2+(aq) K = 2,15.1015 Pour calculer la constante d’équilibre (pour l’enseignant seulement !) Réalisation de piles correspondant à différentes valeurs de l’avancement de la réaction mise en jeu dans la pile...

50. Réalisation de piles correspondant à différentes valeurs de l’avancement de la réaction mise en jeu dans la pile. E = 0,45 V E = 0,41 V La f.é.m de la pile décroît bien au cours de son fonctionnement. Qr = 5,0.10-1 Qr = 9,5.101 E = 0,28 V E = 0,35 V K = 2,15.1015 Qr augmente et tend vers K Qr = 1,0.106 Qr = 1,0.104