CLASSE DE PREMIÈRE Série : Science et technique de laboratoire Spécialité : Chimie de laboratoire et de procédés industriels

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1 CLASSE DE PREMIÈRE Série : Science et technique de laboratoire Spécialité : Chimie de laboratoire et de procédés industriels COURS DE CHIMIE (4 heures hebdomadaires) L'horaire hebdomadaire est réparti en deux parties égales entre "chimie générale et minérale" et "chimie organique". Le cours est illustré par l'étude de situations concrètes et la présentation d'expériences. Il est en relation étroite avec la formation dispensée en Travaux Pratiques et Techniques de Laboratoire. L'objectif principal de la classe de première est de faire comprendre qu'une réaction chimique se produit par coupure et formation de liaisons chimiques. L'élève doit distinguer réaction totale et équilibre, tant en phase gazeuse qu'en solution ou dans un système polyphasé. Il doit pouvoir prendre en compte l'aspect énergétique associé à la réaction._ Il est aussi amené à comprendre, ou à prévoir, le comportement de composés mis en contact et les conditions expérimentales que l'on doit respecter. Les principes généraux étudiés, en chimie générale trouvent leur application en chimie minérale et en chimie organique, et sont illustrés en travaux pratiques. On favorisera aussi un comportement raisonné lors de l'étude des propriétés chimiques des ions en solution aqueuse et dans le cadre de l'analyse quantitative minérale. En chimie organique, l'élève, après la classe de première, devra posséder des éléments de nomenclature systématique, maîtriser l'écriture des formules semi-développées et des équations chimiques, avoir assimilé la notion de fonction organique et connaître les comportements chimiques de chacune d'elles, reconnaître les principaux types de réactions. Il confortera ses connaissances théoriques en les mettant en application en travaux pratiques (préparations). A titre indicatif on peut donner la pondération suivante : Chimie générale et minérale : - Structures et liaisons 6 semaines - Oxydoréduction 5 semaines - Equilibres 7 semaines - Equilibres ioniques 13 semaines - Chimie minérale 4 semaines Chimie organique : - Squelette carboné et alcènes 8 semaines - Halogénoalcanes et organomagnésiens 8 semaines - Alcools et amines 8 semaines - Aldéhydes, cétones, acides et dérivés 10 semaines. La complémentarité et l'interpénétration des disciplines (en particulier physique, chimie, technologie) impliquent des pratiques interdisciplinaires. Celles-ci peuvent revêtir différents aspects : référence à des prérequis ou à des applications enseignées dans un autre cours, harmonisation des progressions de chacune des disciplines, travail en équipe sur un thème scientifique ou technologique. Il conviendra également d'entraîner les élèves à la recherche bibliographique et à la consultation d'articles ou d'ouvrages. Ceci pourra déboucher sur la réalisation de résumés de lecture sous forme rédigée, de plans détaillés ou de schémas. Page 1/17

2 I. STRUCTURES ET LIAISONS Atomes : rappels sur la structure des atomes. Rappels sur la classification périodique. Notion de famille chimique. La liaison covalente : le modèle de Lewis. Données géométriques sur quelques molécules et quelques ions po fécule iques : H 2, O 2, N 2, Cl 2, HCI, H 2 O, NH 3, CH 4, NH 4 +, ions complexes. Interprétation par la méthode VSEPR dans les cas simples. La liaison covalente polarisée : concept d'électronégativité. Cristaux ioniques. Structures du type NaCl et CsCI. Liaison ionique. Quelques propriétés physiques des cristaux ioniques. Un exemple de liaison intermoléculaire : la liaison hydrogène. CHIMIE GENERALE Connaître la règle de l'octet, la notion de doublet électronique. Savoir écrire la formule de Lewis des atomes. Faire le lien entre la nombre d'électrons sur la couche externe et l'appartenance à une famille chimique. Savoir écrire la formule de Lewis de quelques molécules simples. Savoir utiliser des données sur l'électronégativité pour prévoir le caractère polaire d'une liaison. Connaître l'ordre de grandeur des enthalpies de liaison. Mémoriser la valeur de quelques angles entre liaisons : 180, 120, 109. Savoir représenter schématiquement la maille de type NaCI et celle de type CsCI. Savoir que tout solide ionique est électriquement neutre. Savoir que la liaison ionique est non directionnelle. Connaître l'existence de liaisons intermoléculaires. Savoir comparer l'ordre de grandeur de l'énergie de cette liaison et d'une liaison covalente. Étude succincte : il s'agit de se donner les moyens d'interpréter certains points ultérieurs du programme. On ne parlera pas de sous-couches électroniques. Il n'est pas indispensable d'aborder le problème du remplissage des sous-couches d et f. On se limitera à l'étude succincte des colonnes IA à VIIIA. La mise en commun d'un doublet d'électrons pour arriver à la structure du gaz rare constitue un bon modèle explicatif à ce niveau. On parlera : - de covalence simple et multiple [ et ], - de longueur de liaison, - d'enthalpie de liaison, - du caractère polaire de la liaison. On s'inspirera d'ions et molécules rencontrés en TP (acides, ions complexes...). Toute définition théorique d'une échelle d'électronégativité est hors programme. Tous les calculs faisant intervenir les grandeurs macroscopiques (M,...) sont à exclure. Les notions de maille, rayon ionique, neutralité électrique seront abordées, ainsi que l'ordre de grandeur des énergies de cohésion, en relation avec les propriétés physiques du cristal. On admettra que l'interaction électrostatique et l'arrangement régulier des ions sont les facteurs qui gouvernent la structure. Les changements d'état de l'eau illustreront cet exemple. II. OXYDORÉDUCTION. Oxydation par voie sèche de quelques métaux. Oxydation en solution ou au contact d'une solution. Action de H aq + ou d'un cation métallique sur un métal. Première notion de couple redox. Classement des couples redox. Potentiel standard. Oxydation en solution aqueuse par d'autres oxydants tels que C1 2, ClO, NO 3, MnO 4, Cr 2 O 7 2, S 2 O 8 2. Écriture de demi-équations électroniques et d'équations bilans. Savoir écrire les équations des réactions et les équilibrer. Connaître les définitions : - d'un oxydant - d'un réducteur - d'une réaction d'oxydoréduction. Prévoir une réaction d'oxydoréduction d'après les valeurs des potentiels normaux. Savoir écrire une demi-équation redox. Savoir équilibrer un bilan redox en milieu acide. Ce cours sera fait en liaison avec l'étude des métaux. L'oxydant sera le dioxygène. On traitera cette partie de cours en relation avec les TP. On équilibrera les demi-équations avec H + ou OH aq. On n'utilisera pas les nombres d'oxydation. La formule de Nernst n'est pas au programme. L'emploi des dérivés du chrome se fera en respectant les normes légales de sécurité et sera limitée aux cas où il n'y aurait pas d'autres couples redox utilisables. Page 2/17

3 III. ÉQUILIBRES Variation d'enthalpie au cours d'une réaction : définition. Loi des gaz parfaits. Équations de réactions totales. Notion d'équilibre chimique Lois qualitatives de déplacement des équilibres : - influence de la température - influence de la pression pour les gaz - influence de l'adjonction ou du retrait d'un des constituants de l'équilibre. Loi d'action de masse : Équilibres homogènes : - énoncé relatif aux pressions partielles des gaz ; application à des synthèses industrielles. - énoncé relatif aux concentrations. Équilibres hétérogènes expression de la loi d'action de masse pour quelques cas simples du type solide gaz (+ gaz) solide ou gaz + solide. Connaître la signification de OH et de son signe. Savoir utiliser p V = n R T. Savoir conduire des calculs portant sur quantité de matière, volume, masse. Savoir énumérer les paramètres définissant un équilibre chimique. Savoir énoncer les différentes lois. Savoir les appliquer pour prévoir le sens de déplacement d'un équilibre lors de la variation d'un paramètre. Savoir écrire la constante K. Savoir déterminer la composition d'un mélange à l'équilibre. Savoir calculer les pressions partielles à partir de la pression totale. On définira la variation d'enthalpie comme la quantité de chaleur mise en jeu au cours d'une réaction chimique à pression constante. Cette partie du programme ne donnera pas lieu à des calculs (la loi de Hess ne sera pas utilisée). On s'assurera que ces notions ont été acquises et on fera le lien avec l'enseignement de Physique. On prendra des exemples de réactions en phase homogène liquide ou gaz) et en phase hétérogène. La notion d'équilibre métastable ne sera pas abordée. On montrera le rôle des différents paramètres : température, pression totale, adjonction de l'un des réactifs, de l'un des produits ou d'un gaz inerte. Toute cette étude doit être essentiellement qualitative et concrète. L'étude de la variance est hors programme. Il s'agit de faire maîtriser la notion de pression partielle puis de faire comprendre qu'à l'équilibre, que l'on parte de proportions stoechiométriques ou non, des molécules de réactifs et de produits coexistent. On précisera, sans développement, que l'on peut connaître expérimentalement les pressions partielles. On précisera que la loi d'action de masse ne s'applique qu'aux milieux dilués. On ne parlera pas d'activité. Aucune démonstration de la loi d'action de masse n'est au programme. On cherche, avant tout, à faire appliquer la loi à des équilibres importants tels que : N 2 + 3H 2 2NH 3 ou 2SO 2 + O 2 2SO 3 On écrira par exemple pour la synthèse de l'ammoniac : 2 (pnh / p0) K 3 où Po est la pression de 3 (pn2 / p0) /(ph2 / p0) référence. Il ne s'agit pas ici de faire l'étude exhaustive de ces équilibres ; il s'agit seulement de pouvoir écrire la loi d'action de masse par extension de l'expression vue pour les gaz. On pourra par exemple s'appuyer sur les équilibres acido-basiques ou de complexation qui seront largement étudiés ultérieurement. On écrira donc la loi d'action de masse relative aux concentrations sans justification. Page 3/17

4 IV. ÉQUILIBRES IONIQUES Equilibres acido-basiques : Autoprotolyse de l'eau. Définitions des acides et des bases forts et faibles, du couple acido-basique, du pka Rappel de la définition du ph. Mesure du ph : - indicateurs colorés, papier ph. - ph-métrie : tracé et exploitation de quelques courbes de dosage : acide fort/base forte acide faible/base forte base faible/acide fort. Équilibres solide / ions en solution : -exemples - solubilité d'un sel - définition du produit de solubilité ; conditions de précipitation - effet d'ion commun. Équilibres de formation ou dissociation d'un complexe en solution aqueuse. Constante de formation et de dissociation. Connaître : - la réaction d'autoprotolyse de l'eau. - la valeur K e = 10 4 à 25 C. Savoir distinguer un acide fort, une base forte, un couple acido-basique. Savoir écrire la constante K A. Connaître la définition du ph. Savoir utiliser la relation ph = pk A + log[b]/[a] pour déterminer la répartition entre les deux espèces d'un couple acide-base, le ph étant connu. Savoir exploiter une courbe de dosage (point d'équivalence, choix d'un indicateur coloré, zone tampon) et calculer une concentration inconnue. Savoir définir la solubilité d'un composé. Connaître la relation entre s et Ks en solution aqueuse. Calculer un produit ionique et l'utiliser pour savoir s'il y a précipitation. Appliquer les lois de déplacement des équilibres (effet d'ion commun, variation de ph). Connaître les termes : ligand, ion ou atome central. Connaître quelques complexes (formule, couleur). Savoir écrire l'expression de K D ou F. Cette exploitation comportera : - la détermination du point d'équivalence et le calcul de concentration. - le choix d'un indicateur coloré. - la comparaison de l'allure des courbes de dosage de fonctions fortes et de fonctions faibles. - la détermination de la composition de la solution à diverses étapes du dosage à partir de la valeur du pli lue sur la courbe. On écrira les équations d'électroneutralité, de conservation de la matière, et la loi d'action de masse. - l'illustration de la notion de tampon. On se limitera à une étude qualitative en relation avec les TP d'analyse qualitative et quantitative (gravimétrie, argentimétrie). Les dosages potentiométriques ne sont pas au programme de première ; par contre, on pourra utiliser un voltmètre électronique associé à une électrode de mesure et une électrode de référence pour déterminer la concentration d'un ion en solution : il suffira pour cela d'admettre qu'à partir de la mesure et d'une formule - qui est donnée pour chaque cas - il est possible de calculer la concentration cherchée. On se limitera à une étude qualitative en relation avec les TP d'analyse qualitative et quantitative. On ne parlera pas de nomenclature (notion abordée en terminale). La géométrie est étudiée dans le chapitre structures et liaisons. CHIMIE MINÉRALE I. MÉTAUX ET DÉRIVÉS Présentation succincte des propriétés macroscopiques des métaux. Structures cristallines typiques de quelques métaux. Liaison métallique. Rappel sur le caractère réducteur des métaux. Métallurgie d'un des métaux suivants : Aluminium, fer, cuivre. Savoir dessiner les mailles des systèmes : - cubique centré, - cubique à faces centrées. Savoir écrire et équilibrer les équations des réactions. Savoir commenter le procédé d'obtention d'un métal. Il s'agit de faire comprendre quels sont les points communs aux métaux sur le plan macroscopique, puis de décrire les structures cubique et hexagonale compacte en sachant citer pour chacune un exemple précis. Tout calcul de compacité est hors programme. Cette partie permettra d'appliquer certaines notions étudiées en chimie générale. II. ALLIAGES Alliages : existence, intérêt. Il est conseillé d'aborder cette question d'un point de vue très concret et pratique : à partir de deux ou trois exemples de métaux et d'alliages, montrer comment ces derniers possèdent des propriétés particulières intéressantes dont on donnera quelques applications. Toute étude systématique est exclue. Page 4/17

5 CHIMIE ORGANIQUE I. LE SQUELETTE CARBONÉ Détermination d'une formule moléculaire Liaison carbone-carbone simple, double, triple, délocalisée. - données géométriques. - liaison C H, liaisons simples et multiples : - C hétéroatomes (O, CI, N). - C métal. - bases de nomenclature. - énantiomérie dans le cas d'un seul carbone asymétrique. - polarité des liaisons carboneautre atome. Déterminer une composition centésimale puis trouver une formule connaissant la masse molaire. Connaître la valeur des angles entre liaisons sur un même carbone. Reconnaître les principaux groupements fonctionnels et nommer les fonctions. Trouver les formules développées possibles à partir d'une formule brute donnée. Connaître les noms des chaînes carbonées et des substituants ; nommer des alcanes. Notions de stéréo-isomérie - reconnaître un atome de carbone asymétrique. - savoir représenter un couple de deux inverses optiques. Situer du point de vue de l'électronégativité C, O, N, X, H, les uns par rapport aux autres et en déduire la polarité des liaisons. On donnera la valeur de la masse molaire sans faire les calculs liés à la méthode de détermination de celle-ci. Les notions de seconde seront rappelées brièvement. Cette étude s'appuiera largement sur l'utilisation des modèles moléculaires. La nomenclature R et S sera vue en terminale. Outre les principes généraux, les règles de nomenclature seront vues au début de chaque fonction. Le cycle benzénique sera évoqué uniquement dans le but de comprendre la signification de son écriture. On utilisera la représentation de Cram (perspective). II. ALCÈNES Isomérie Z-É. Additions : - halogènes (Br2, CI2) - HCI et HBr (règle de Markownikow, effet Karash). - hydratation. - hydrogénation catalytique. - synthèse oxo. Oxydations : - coupure oxydante. - époxydation ; hydrolyse. Rechercher les isomères (y compris Z- E) et les nommer. Ecrire les équations des réactions d'addition sur un alcène. Connaître l'importance des conditions expérimentales. Savoir écrire l'équation de la coupure oxydante de la double liaison. La terminologie cis-trans, encore utilisée, ne sera pas oubliée. On pourra, à propos de l'addition électrophile de HBr, donner quelques éléments de mécanisme. L'effet Karash sera présenté de façon succincte : on signalera l'existence d'un radical comme intermédiaire réactionnel III. HALOGÉNOALCANES Obtention. Réactions de substitution ; applications. Réactions d'élimination ; applications. Importance industrielle. Savoir nommer un halogénoalcane. Savoir écrire les équations des réactions et distinguer leur type : - lors de leur préparation - substitutions sur le méthane. - additions sur les alcènes. - substitution de R OH par HX ou PCl 5. - action de PC1 5 sur les cétones. - et lors de leur utilisation - substitutions : par H 2 O, OH ; par CN ; par NH 3 - éliminations : de H X ; de 2 H X (nomenclature des alcynes). Connaître l'intérêt industriel : - solvants - intermédiaires de synthèse : directe ; via R Mg X. Les mécanismes seront vus en terminale ; on se limitera aux équations-bilans. On mettra l'accent sur la différence entre réactions de substitutions et d'additions. On parlera de la toxicité. Page 5/17

6 IV. ORGANOMAGNÉSIENS Obtention. Caractéristiques. Applications en synthèse organique. Savoir les nommer. Connaître : - le mode de préparation - les réactions avec H 2 O, O 2, R OH. - les précautions à prendre lors de la synthèse. Savoir écrire les réactions d'addition sur : aldéhyde, cétone, époxyde, ester, nitrile, CO 2. Donner les conditions expérimentales précises. Citer des exemples précis. V. ALCOOLS Éxistence de 3 classes d'alcools. Acidité du H de O H. Mobilité du OH. Déshydratation. Oxydation des alcools. VI. AMINES Préparations à partir de l'ammoniac. Basicité. Passage aux amides et aux nitriles. Savoir nommer les alcools. Reconnaître la classe d'un alcool. Connaître les différences de réactivité selon la classe. Connaître les conditions expérimentales précises pour les deux types de déshydratations. Savoir écrire les équations d'oxydoréduction équilibrées (après écriture des demi-équations redox). Savoir nommer les amines. Connaître les méthodes de préparations d'hoffmann et de Sabatier. Savoir écrire l'équation de réaction : d'une amine sur l'eau, d'une amine sur un acide. Connaître l'action des amines sur les principaux indicateurs colorés. Savoir écrire l'équation de la réaction entre une amine et un acide carboxylique, suivie de déshydratation, et savoir que ces réactions sont réversibles. On mettra en évidence la différence de comportement des 3 classes d'alcools (les TP en seront une bonne occasion). A propos de la déshydratation, on introduira la nomenclature des étheroxydes. La réaction d'estérification sera mentionnée mais son étude précise sera faite dans le chapitre sur les acides carboxyliques. La basicité des 3 classes d'amines sera comparée à partir des données expérimentales ; toute interprétation théorique est exclue. On donnera quelques applications industrielles des ions ammonium quaternaires. VII. ALDÉHYDES ET CÉTONES Ce chapitre peut être traité en liaison avec les TP de synthèse. Dérivés cristallisés caractéristiques (y compris ceux à noyaux aromatiques). Oxydation : caractère réducteur des aldéhydes ; cas des cétones cycliques. Hydrogénation ; réaction de Clemmensen ; action des hydrures métalliques. Énols et ions énolates : existence, conséquences (réactions d'aldolisation, cétolisation, crotonisation, halogénation en du carbone fonctionnel). Acétalisation : introduction de la notion de protection du groupement fonctionnel. VIII. ACIDÉS CARBOXYLIQUES ET DÉRIVÉS Acidité. Étude de l'estérification. Passage aux dérivés des acides : chlorures, anhydrides, esters, amides, nitriles. Ésters : préparation à partir des chlorures ou anhydrides, hydrolyse, saponification. Chlorures, anhydrides d'acides, nitriles : utilisation en synthèse. Distinguer aldéhydes et cétones. Les nommer. Savoir écrire les équations de réaction de formation des dérivés caractéristiques. Savoir écrire les équations équilibrées des réactions redox. distinguer aldéhyde et cétone à travers leurs propriétés chimiques. Savoir écrire l'équation d'une : aldolisation, cétolisation, crotonisation, halogénation en. Savoir protéger (et régénérer) la fonction. Savoir nommer les acides, les esters, les amides, les nitriles, les chlorures d'acides et les anhydrides d'acides. Savoir écrire la réaction d'estérification ; prévoir qualitativement les déplacements d'équilibre. Faire le lien avec le chapitre "alcools" (différence de réactivité des classes d'alcool). Savoir écrire les diverses équations de réaction conduisant aux dérivés d'acide. Distinguer réaction équilibrée et réaction totale. Il s'agit avant tout de mettre en évidence les points communs et les différences puis de montrer l'importance de certaines réactions en synthèse. On donnera donc des exemples précis (produits industriellement importants). (En liaison avec le cours de chimie générale.) (Én liaison avec le cours de chimie générale et les TP.) On mettra l'accent sur les applications à partir d'exemples concrets. Page 6/17

7 TRAVAUX PRATIQUES DE CHIMIE ET TECHNIQUES DE LABORATOIRE (7 heures hebdomadaires) L'horaire hebdomadaire est réparti également en deux séances. Le programme recouvre trois des principaux secteurs de travail de laboratoire : analyse qualitative, analyse quantitative et préparations. L'activité de synthèse sera abordée ; elle sera développée en terminale. L'acquisition de savoir-faire expérimentaux dans les différents domaines d'activité du laboratoire est indispensable pour un futur chimiste. Il convient toutefois que ces savoir-faire reposent sur un comportement rationnel qui prend appui notamment sur une bonne culture, tout particulièrement dans le domaine physico-chimique. Par ailleurs, l'évolution des techniques d'analyse, de synthèse et de saisie des données implique une évolution de l'enseignement : il est nécessaire que le professeur ait constamment le souci d'utiliser les méthodes modernes dont il dispose. Une séance sera consacrée à l'analyse qualitative et quantitative minérale, l'autre aux préparations. Les méthodes seront d'abord étudiées individuellement et leur principe sera indiqué ; les liens avec les cours de chimie et technologie seront développés. Elles seront ensuite mises en oeuvre à l'occasion d'au moins deux synthèses minérales et deux synthèses organiques. En chimie organique, on n'oubliera pas que la manipulation de produits de masses molaires élevées permet de simplifier les problèmes d'extraction et de purification. On habituera les élèves à travailler avec l'ensemble du matériel de laboratoire et à utiliser de petites quantités de produits. Les élèves seront amenés à consigner leurs observations dans une feuille de marche. Ils feront les calculs utiles pour déterminer une quantité de matière, une concentration, un rendement. Ils porteront un jugement critique sur leurs résultats (intervalle de confiance, pureté...). A la fin de la classe de première l'élève doit savoir : - utiliser une table de constantes - caractériser un ion - préparer une solution titrée - étalonner une solution par pesée d'un produit de pureté garantie - réaliser un dosage direct, un dosage en retour, une gravimétrie, une ph-métrie - purifier un produit - contrôler la pureté d'un produit - mettre en oeuvre les différentes techniques de laboratoire - suivre un mode opératoire de synthèse donné. Une attention particulière sera portée au respect scrupuleux des consignes d'hygiène et de sécurité qui seront mentionnées dans les comptes-rendus. Programme I. PROPRIÉTÉS CHIMIQUES D'IONS EN SOLUTION Étude des principales propriétés et des caractères analytiques : - des cations suivants : Pb 2+, Ag +, Hg 2+, A1 3+, Fe 2+, Fe 3+, Zn 2+, Mn 2+, Ca 2+, Ba 2+, NH 4 +, Na +, - des anions suivants : SO 4, S 2, NO 3, CO 3 2, PO 4 3, Cl, Br, I. Les solutions ne possèdent qu'un cation et un anion (outre H + et OH ). Instructions et commentaires A partir de solutions de composition connue, il s'agit d'apprendre à caractériser les ions en se fondant sur la réflexion et pas seulement sur la mémoire, et en utilisant les connaissances acquises en chimie générale (ph-métrie, complexation, précipitation, oxydoréduction). Il convient donc d'établir un lien étroit avec le cours correspondant. Il sera bon d'étudier des produits d'usage courant ou d'intérêt industriel et de souligner leurs applications. On utilisera des tables de constantes physico-chimiques. On pourra conclure cette étude par l'utilisation de papiers indicateurs spécifiques. II. ANALYSE QUANTITATIVE MINÉRALE Dosages acido-basiques : acides et bases forts et faibles. Dosages d'oxydoréduction : manganimétrie, iodométrie, cupromètrie. Dosages par précipitation : argentimétrie, gravimétrie. La liaison avec le cours de chimie générale est indispensable là aussi ; il s'agit d'amener les élèves à une bonne maîtrise de ces techniques en fin de terminale, soit pour l'exercice immédiat d'un métier, soit pour la poursuite des études. Les techniques modernes d'automatisation et de traitement des mesures seront introduites progressivement. En aucun cas il n'est souhaitable de multiplier les exemples de manipulations. Il faut cependant familiariser les élèves avec les principales techniques de dosage. Ils doivent être à même, mis en présence de couples de réactifs dont ils connaissent les propriétés, de mettre en oeuvre un protocole opératoire simple. Par volumétrie et ph-métrie. Page 7/17

8 III. PRÉPARATIONS ET SYNTHÈSES On sensibilisera en permanence les élèves à la sécurité et aux problèmes de l'environnement. 1. Contrôle qualitatif de pureté. Détermination d'une température de fusion. Détermination d'une température normale d'ébullition : utilisation d'une courbe de distillation. Détermination d'un indice de réfraction. Chromatographie sur plaque. Chromatographie en phase gazeuse. 2. Purifications Recristallisation. Toutes les techniques seront étudiées dans le but d'un contrôle systématique de qualité d'un produit préparé. On fera remarquer qu'une impureté diminue la température de fusion. Toute utilisation de thermomètre nécessite une correction de colonne émergente lia relation sera donnée). On indiquera comment passer de la détermination expérimentale de la température d'ébullition à la pression de l'expérience, à celle dans les conditions normales. Seule la notion de différence de vitesse de migration dans une phase fixe sera introduite. Les conditions expérimentales seront données par le professeur. On identifiera un composant d'un mélange. On insistera sur les critères de choix d'un solvant de recristallisation. On amènera les élèves à la notion de minimum de solvant chaud pour la mise en solution et à la notion de refroidissement. Rectification. 3. Autres techniques de laboratoire Entraînement à la vapeur d'eau. Relargage. Décantation. Extractions : - liquide-liquide en discontinu - solide-liquide en continu. Cette partie du programme sera dans la mesure du possible traitée en liaison avec le cours de technologie. On réalisera des séparations par rectification à pression atmosphérique et sous pression réduite (cas de deux composés miscibles ne donnant pas d'azéotrope). On justifiera le choix du matériel à mettre en oeuvre. Technique à traiter en liaison avec le cours de technologie. On insistera sur la lecture de températures et compositions sur des courbes données. Ces techniques constituent une suite logique de l'entraînement à la vapeur. On justifiera le choix des matériels et des produits (solvants d'extraction, desséchants) à utiliser. Séchage d'une phase liquide. Filtrations sur papier à pression normale et sous pression réduite. 4. Synthèse Synthèses minérales (au moins deux). Synthèses organiques (au moins deux). Le choix des synthèses doit permettre la mise en oeuvre de techniques générales aussi diverses que possible. On préparera un solide et un liquide dont on déterminera les critères de pureté. Page 8/17

9 COURS DE PHYSIQUE (2 heures hebdomadaires) Cet enseignement a pour objectif de fournir aux élèves les connaissances fondamentales et les savoir-faire correspondants, ceci en relation directe avec les techniques de mesure physique utilisées au laboratoire de chimie et au hall de génie chimique. Le programme s'articule autour de trois domaines : - optique (10 semaines) - électricité (15 semaines) - travail et chaleur (10 semaines). La pondération est indicative. La progression doit se faire en harmonie avec les nécessités de l'enseignement de la chimie et de la technologie. OPTIQUE Objectifs Généraux : fournir aux élèves les connaissances fondamentales et les savoir-faire indispensables dans l'exercice de leur métier ou pour la poursuite de leurs études. Programme Exigences élève Instructions et commentaires I. PROPAGATION (Rappels de seconde) Lois de l'optique géométrique. TP : Utilisation du réfractomètre à prisme Nature ondulatoire de la lumière. Conséquences : interférences lumineuses, diffraction. Fréquence, longueur d'onde. En liaison avec la spectroscopie Dispersion de la lumière. Vue d'ensemble sur le spectre électromagnétique. TP : étalonnage d'un spectroscope Connaître : - propagation rectiligne - lois de la réflexion - lois de la réfraction - indice de réfraction : définition, mesure. Connaître le lien entre nature ondulatoire et phénomènes d'interférences et de diffraction. Connaître longueur d'onde célérité fréquence Connaître la relation = c / Connaître la célérité de la lumière dans le vide. Reconnaître un spectre de bandes et un spectre de raies. Connaître l'ordre de grandeur de longueurs d'ondes et de fréquences. Utilisation d'un capteur Savoir qu'il permet de transformer une optoélectronique dans un montage. grandeur optique en un signal électrique. Savoir utiliser les caractéristiques de Ceci sera fait en TP transfert. Cette partie du programme du tronc commun de seconde sera revue de façon succincte en s'appuyant sur les expériences de cours et de travaux pratiques. II s'agit de donner quelques indications élémentaires sur le composant et sur le principe de sa mise en oeuvre (à l'exclusion de toute étude de la structure et du fonctionnement interne). II. APPLICATIONS DE L'OPTIQUE A LA CHIMIE Photométrie d'absorption : notion de photométrie. Loi de Beer-Lambert. Spectrophotométrie, présentation de quelques applications utilisées au laboratoire de chimie : UV visible, IR. Importance. TP : utilisation d'un spectrophotomètre Connaître les grandeurs flux énergétique et absorbante D. Savoir y associer transmission ( = / 0 ) et (D = log ) Savoir qu'un spectre est caractéristique d'une substance. En TP, savoir vérifier qu'une substance suit la loi de Beer-Lambert Savoir déterminer une concentration. L'étude de la photométrie reste modeste : un ne définira que deux grandeurs : le flux énergétique et l'absorbante (densité optique). La loi de Beer-Lambert sera donnée sans démonstration. L'absorbante est le cologarithme du facteur de transmission, lui même rapport de deux flux / 0 d'où D =. c.x, x étant l'épaisseur traversée, le facteur d'absorption. L'objectif est de montrer que la spectrophotométrie permet : - d'identifier des corps par leur spectre d'absorption (UV, visible, IR). - de déterminer la concentration d'une substance en se plaçant à une longueur d'onde donnée et en appliquant la loi de Beer-Lambert. Page 9/17

10 Etude expérimentale de la polarisation rectiligne de lumière : transversalité des ondes. Polarisation rotatoire. Loi de Biot. TP : principe et utilisation d'un polarimètre. Distinguer lumière polarisée et lumière non polarisée. Savoir mesurer un pouvoir rotatoire. Savoir utiliser la loi de Biot pour calculer un pouvoir rotatoire spécifique d'une substance chirale ou pour déterminer une concentration d'un corps optiquement actif. Cette question ne donnera lieu à aucune interprétation théorique. On donnera l'expression du théorème de Malus. On mettra en évidence le phénomène de polarisation rotatoire et on utilisera la loi de Biot pour calculer, selon les normes en vigueur, le pouvoir rotatoire spécifique d'une substance chirale ou pour déterminer la concentration d'un seul corps optiquement actif. ÉLECTRICITÉ Objectifs généraux : il s'agit de fournir aux élèves les outils conceptuels indispensables à la compréhension des phénomènes qu'ils rencontreront dans leur vie professionnelle. Les expériences de cours et les séances de travaux pratiques seront largement utilisées pour rendre concrètes les notions du programme qui du point de vue théorique, seront présentées sous la forme la plus simple possible. I. LOIS GÉNÉRALES DE L'ÉLECTRICITÉ EN COURANT CONTINU Tout ceci est à traiter en liaison avec les travaux pratiques. I.1 Lois relatives aux réseaux, lois des noeuds, des mailles, loi d'ohm pour une portion de circuit contenant un électromoteur. TP : étude d'une chaîne de mesure comportant un A.O. I.2 Puissance électrique reçue ou fournie par un dipôle. Loi de Joule pour une résistance. Bilan des puissances pour une portion de circuit comprenant un électromoteur. Bilan énergétique dans un circuit électrique. TP : bilan énergétique dans un circuit électrique ou un composant électronique. Savoir appliquer les lois à des circuits simples pour calculer l'intensité dans une portion de circuit et la d.d.p. entre deux points. Savoir que : - Un dipôle traversé par un courant d'intensité I, aux bornes duquel existe la tension U (en valeur absolue), fournit de l'énergie au reste du circuit (cas du générateur), ou en consomme (cas du récepteur). La puissance électrique correspondante est P = U I. - Un générateur (E,r) fournit la puissance électrique EI et en consomme r I 2 par effet Joule ; il fournit le reste UI au circuit. - Un récepteur (E',r') consomme la puissance électrique UI ; il restitue r'i 2 sous forme de chaleur et le reste E'I sous une autre forme (mécanique, chimique...) Connaître le cas particulier du conducteur ohmique P = RI 2. Savoir retrouver la loi d'ohm pour un dipôle en faisant son bilan énergétique en régime permanent. Savoir qu'en régime permanent, toute l'énergie électrique fournie à un circuit est restituée par celuici sous forme de chaleur et éventuellement sous d'autres formes. Dans le cas de dispositifs électroniques, savoir comparer puissance d'entrée et puissance de sortie, et donner les raisons de leur différence (dissipation, rôle de l'alimentation...). Les conventions d'algébrisation seront choisies de la manière la plus naturelle. De cette façon, les exercices qui peuvent être résolus simplement sans utilisation explicite de l'algébrisation, demeurent simples : il suffit de choisir les conventions pour que les grandeurs algébriques considérées soient à priori positives. Les mesures algébriques fournies par les appareils numériques (voltmètres et arnpèremètres) utilisés en courant continu, seront explicitées. On privilégiera des exemples concrets appliqués à des mesures physiques utiles aux chimistes en liaison avec les T.P. et utilisant éventuellement l'amplificateur Opérationnel. Toute cette étude doit avoir un fort support expérimental, y compris en cours. Page 10/17

11 I.3 Condensateurs. Capacité d'un condensateur ; association de condensateurs en parallèle. Energie stockée dans un condensateur : W = ½CU 2. Champ électrique uniforme entre les armatures d'un condensateur plan. Force subie par une charge électrique placée dans un champ électrique. TP : charge d'un condensateur à courant constant. Connaître la relation en régime permanent Q = It. Savoir que les charges des armatures sont toujours opposées. Connaître : - la relation Q A = C U AB, - l'unité de charge : le Coulomb, - l'unité de capacité : le Farad, - C = C i. Savoir que le condensateur permet d'emmagasiner de l'énergie pendant sa charge et de la restituer lors de la décharge. Connaître la relation W = ½ C U AB 2 La notion de capacité est introduite expérimentalement par utilisation d'un générateur de courant dont la théorie n'est pas à présenter au cours de leçon correspondante. La formule W = ½ C U 2 sera donnée sans démonstration. On profitera de l'étude des condensateurs pour introduire la notion de champ électrique uniforme, les relations U = E d et f = q E, et faire remarquer expérimentalement que l'animation de l'écran d'un oscilloscope est une conséquence de cette dernière relation. II. ÉLECTROMAGNÉTISME II.1 Champ magnétique. Visualisation des lignes de champ (spectre magnétique). Mesure de B à l'aide d'une sonde à effet Hall. TP : mesure de B avec sonde à effet hall II.2 Les courants, sources de champ magnétique. Proportionnalité (dans l'air) du champ magnétique à l'intensité du courant qui le crée ; expression du champ magnétique produit par un solénoïde infiniment long. II.3 Action d'un champ magnétique uniforme sur un élément de circuit parcouru par un courant : loi de Laplace. II.4 Induction électromagnétique. Notion de flux du vecteur champ magnétique à travers une surface. Mise en évidence expérimentale d'une f.e.m. induite dans le cas d'un circuit que l'on déplace dans un champ magnétique indépendant du temps. Loi qualitative de Lenz. Expression de la f.e.m. induite, loi de Faraday. II.5 Auto-induction, inductance propre d'un circuit. Energie emmagasinée dans un circuit parcouru par un courant : W = ½ LI 2. Connaître l'orientation d'une aiguille aimantée dans un champ magnétique. Savoir que B est tangent aux lignes de champ. Connaître l'unité de champ magnétique : le Tesla (T). Savoir relier, pour une bobine, le sens du courant et la direction et le sens de B. Savoir que la valeur de B est proportionnelle, dans l'air, à l'intensité des courants sources. Savoir déterminer les caractéristiques de f. L'écriture f = l I B sera employée, mais il s'agit uniquement d'utiliser un symbole général qui résume la règle de passage des vecteurs I et B au vecteur f ; cette règle doit être apprise classiquement par ailleurs. Les propriétés du produit vectoriel ne seront pas utilisées. Connaître la notion de flux, son unité : le Weber (Wb) Savoir qu'une variation de flux à travers un circuit fermé crée une f.e.m. d'induction donc un courant induit. Connaître la loi de Lenz. Savoir en déduire le sens du courant induit dans bornes d'un circuit ouvert. Connaître la loi de Faraday. Savoir calculer e dans un cas simple. Connaître l'unité d'auto-inductance : le Henry. Savoir que l'énergie emmagasinée dans une bobine parcourue par un courant est W = ½ LI 2 Les élèves doivent savoir déterminer le sens du courant induit dans un circuit fermé siège d'une f.e.m. induite, en utilisant la loi de Lenz. Ils doivent en déduire le signe de la tension existant aux bornes du circuit dans le cas ou celui ci est ouvert. Dans des cas simples ils doivent pouvoir calculer la valeur absolue de la f.e.m. La relation e = B I v n est pas au programme. On montrera aux élèves des applications concrètes des lois de Faraday et de laplace. On se limitera à la mise en évidence expérimentale de l'auto-induction. On donnera l'unité de L. On montrera que la bobine permet de stocker de l'énergie. Page 11/17

12 I. LES GAZ Notion de pression, principe Connaître : fondamental de l'hydrostatique. Compressibilité des gaz : loi de Mariotte. Dilatation des gaz : relation pv = nrt. TRAVAIL ET CHALEUR - Pression dans les gaz : signification microscopique de la pression (la pression croit avec l'agitation moléculaire). - Unités de pression : le pascal, le bar. - Valeur de la pression atmosphérique normale en pascal et en centimètre de mercure. - Loi de Mariotte : pour une masse donnée de gaz p V = Constante à température constante. Savoir mesurer une différence de pression à partir d'une dénivellation manométrique, d'un manomètre ou d'un capteur. Connaître : - Température absolue, définition : pour une masse donnée de gaz, la température absolue est définie comme une grandeur proportionnelle au produit pv. - Echelle Celsius ; échelle absolue. T =- t + 273,15 ; unité : kelvin K. Existence du zéro absolu. Savoir que l'agitation moléculaire dans un gaz croît avec la température. Connaître la proportionnalité de pv/t à la quantité de matière, la loi des gaz parfaits : pv = nrt (R : constante des gaz parfaits : sa valeur n'est pas à mémoriser). Savoir appliquer la loi sous la forme pv = nrt et sous la forme : P 1 V 1 /T 1 = P 2 V 2 /T 2 entre deux états d'une même masse de gaz. On présentera les éléments de statique des fluides. On donnera le modèle du gaz parfait, on citera les gaz qui s'en approchent au moins dans certaines conditions ; on donnera une interprétation qualitative microscopique de la notion de pression. La loi de Mariotte est présentée d'abord expérimentalement. La relation p V = n R T permet de définir l'échelle des températures absolues. On pensera à assurer la liaison avec le cours de chimie générale (équilibres) et de technologie chimique. II. ENERGIE : ÉNERGIE MÉCANIQUE, TRAVAIL, CHALEUR II.1 Travail et puissance des forces agissant sur un solide en mouvement de translation. Théorème de l'énergie cinétique. Reconnaître qu'un solide est en mouvement de translation. Connaître l'expression du travail d'une force constante en grandeur, direction et sens, lors d'un déplacement rectiligne AB : W AB = f AB W AB = f AB.cos = (f, AB) Connaître unités et conditions d'application de la relation ci-dessus : le travail d'une force perpendiculaire au déplacement est nul. Dans les autres cas, il faudrait passer par la notion de travail élémentaire (calcul non exigible). Savoir que dans le cas particulier du travail du poids dans le champ de pesanteur uniforme : il est indépendant du chemin suivi ; il dépend de la différence d'altitude. Mémoriser son expression littérale. Connaître : - l'expression de la puissance moyenne P AB = W AB / (t B t A ) - l'expression de la puissance instantanée P = F v - l'unité de puissance : le Watt. Savoir, à partir du watt, définir le kilowatt-heure, unité de travail. Connaître quelques ordres de grandeur. Savoir convertir des kwh en J. Connaître : - l'expression de l'énergie cinétique pour un point matériel ou un solide de masse m en translation : Ec = ½ mv 2. - l'énoncé du théorème de l'énergie cinétique et son expression littérale. Savoir appliquer le théorème au solide en translation choix du système inventaire des forces appliquées au solide choix des deux états entre lesquels on applique le théorème. L'énergie cinétique, comme le travail, seront introduits à l'occasion du mouvement rectiligne de translation, avec une expérimentation appropriée. L'extension au mouvement de rotation autour d'un axe, important dans l'industrie, se fera par analogie et sans démonstration : on admettra que la vitesse est remplacée par la vitesse angulaire, que la masse est remplacée par le moment d'inertie. On donnera l'expression des moments d'inertie dans quelques cas simples et importants. Page 12/17

13 II.2 Poids d'un corps. Energie potentielle de pesanteur. Conservation de l'énergie mécanique. II.3 Travail, chaleur, frottements. Premier principe de la thermodynamique. Connaître : Cette étude ne donnera lieu à aucun - la définition du champ de pesanteur uniforme : g développement mathématique excessif. On identique en tout point. n'hésitera pas à s'appuyer sur des cas - l'expression de l'énergie potentielle d'un solide concrets puis à admettre la généralisation. dans le champ de pesanteur supposé uniforme : Ep = m g z (avec z altitude du centre d'inertie du solide (axe orienté vers le haut), Ep = 0 pour z = 0). Savoir que l'énergie potentielle diminue quand l'altitude diminue et inversement qu'elle augmente quand l'altitude augmente : Ep A - Ep B = m g (z A - z B ) = W AB (P) Savoir que l'énergie mécanique totale du solide est E = Ec + Ep et que E se conserve dans le cas d'une chute libre. Associer sur quelques exemples la diminution de l'énergie mécanique d'un système par frottement et la production de chaleur. Savoir qu'une quantité de chaleur se mesure en Joule. Savoir que W + Q = U 2 U 1 A partir de l'examen de situations concrètes prises dans la vie courante ou au laboratoire on montrera que dans la pratique l'énergie mécanique ne se conserve pas et qu'il y a production de chaleur (d'où, par exemple, la nécessité de fournir un surcroît d'énergie électrique aux machines qui fournissent un travail). On introduira ainsi le premier principe de la thermodynamique pour un système que l'on définira soigneusement : la somme des énergies cinétiques et potentielles des particules du système constitue son capital énergétique U. U, appelée énergie interne du système, a une valeur qui rie dépend que de l'état actuel du système et non de son histoire. C'est une fonction d'état. On déduit de cela que, au cours d'une transformation permettant de passer d'un état d'équilibre 1 à un état d'équilibre 2, W + Q = U 2 U 1 ; W étant le travail et Q la chaleur reçue par le système. On ne manquera pas de faire le lien avec le cours de chimie au cours duquel est développée la question de la chaleur de réaction. II.4 Exemples de mesures calorimétriques. Capacité thermique massique. Enthalpie de changement d'état pour un corps pur. Enthalpie de réaction. Ceci sera fait en TP Savoir que fournir de la chaleur à un système n'élève pas forcément sa température. Connaître la signification des termes : calorimètre (bouteille thermos) ; équilibre thermique ; capacité thermique massique d'une substance homogène. Connaître les relations : Q= m c f - i et Q= m h (ou Q= m L) et leurs conditions d'application. Savoir que lorsqu'on met en contact deux corps à des températures différentes, le transfert d'énergie sous forme de chaleur se fait toujours spontanément du corps dont la température est la plus élevée (corps chaud) vers celui dont la température est la moins élevée (corps froid). Savoir qu'à l'intérieur d'un calorimètre, la somme des quantités de chaleur cédées par les corps "chauds" est égale à la somme des quantités de chaleur absorbées par les corps "froids". Page 13/17 Ceci sera fait dans le cadre de deux séances de TP. L'utilisation du terme "enthalpie" ne doit pas donner lieu a une présentation théorique. Ce n'est qu'une appellation de la chaleur dans une transformation à pression constante.

14 TRAVAUX PRATIQUES DE PHYSIQUE (2 heures hebdomadaires) Les mesures physiques contribuent à la formation des élèves des sections CLPI de plusieurs façons : - d'abord elles leurs permettent d'assurer la liaison indispensable entre les notions théoriques et le travail expérimental, seule garantie d'une bonne appropriation des connaissances. - ensuite elles contribuent à la formation professionnelle dans trois domaines spécifiques : d'abord celui de la chimie proprement dite où l'utilisation des mesures physiques est indispensable, ensuite celui de l'électricité qu'il est nécessaire d'aborder puisque de nombreux appareils comportent des composants électroniques et des systèmes électrotechniques, enfin celui de l'informatique domaine de communication essentiel, à l'époque actuelle, au sein de l'entreprise entre le site de la réaction chimique et ceux qui la commandent. Il convient dans toute la mesure du possible de tenir compte des méthodes modernes d'acquisition et de traitement des données. En conséquence on utilisera de façon significative l'ordinateur comme outil de laboratoire. Le matériel possédant son propre système informatique d'acquisition et de traitement des données est également recommandé. L'élève sera formé à utiliser traitement de texte scientifique et tableur. L'interfaçage sera réalisé, selon le matériel disponible, en fonction des connaissances acquises en classe de seconde, et utilisé dans la mise en oeuvre des TP chaque fois que ceci sera possible. En utilisant des logiciels adaptés, on habituera l'élève à bien distinguer les différentes étapes : - acquisition de mesures pour obtenir un tableau. - hypothèse d'un modèle. - traitement mathématique. - analyse critique de la qualité des mesures, et/ou de la pertinence du modèle. I. ÉLECTRICITÉ Programme Utilisation et principe du matériel de mesure : multimètres, oscilloscope, capteurs. Traitement des mesures effectuées. Instructions et commentaires Le futur chimiste doit posséder certains savoir-faire fondamentaux dans le domaine des mesures électriques. Les ambitions demeurent modestes mais il est essentiel qu'une bonne maîtrise soit acquise en liaison avec le cours d'électricité. Par exemple : Etude d'une chaîne de mesure utilisant un amplificateur opérationnel en régime linéaire (ce sera l'occasion de mesurer des résistances, des tensions, des intensités...). Bilan énergétique dans un circuit électrique ou un composant électronique (par exemple régulateur intégré de tension). Etude de la charge d'un condensateur à courant constant et de l'énergie emmagasinée. Mesurage d'un champ magnétique à l'aide d'une sonde à effet Hall. Utilisation d'un capteur optoélectronique dans un montage. II. ÉTUDE DES FLUIDES Mesure de la tension superficielle d'un liquide. Mesure du coefficient de viscosité dynamique d'un liquide. Etude de mélanges binaires ; équilibres solidessolutions ; eutexie. Cette étude est seulement faite en TP en vue de l'enseignement de génie chimique de terminale, Il s'agit d'une approche expérimentale de quelques concepts fondamentaux. III. MESURES CALORIMÉTRIQUES On se limitera à ce qui peut être fait au cours de deux séances de TP. IV. OPTIQUE Utilisation du réfractomètre à prisme. Etalonnage d'un spectroscope à prisme ; mesure de longueurs d'onde. Principe et utilisation d'un polarimètre. Utilisation d'un spectrophotomètre. Ces méthodes s'appliquent à la chimie : on s'efforcera donc de situer chaque mesure dans le contexte où elle s'applique. Page 14/17

15 TECHNOLOGIE ET GÉNIE CHIMIQUE (3 heures hebdomadaires) L'enseignement de la technologie et du génie chimiques constitue un élément essentiel de la formation en spécialité CLPI que ce soit en vue de la poursuite d'études ou pour exercer immédiatement une profession du secteur de la chimie. Cet enseignement doit être dispensé en tenant notamment compte des facteurs suivants : - le lien avec les autres enseignements est essentiel pour assurer une formation de qualité. On veillera tout particulièrement à la liaison avec les travaux pratiques de chimie. - l'évolution des technologies nécessite et nécessitera une adaptabilité aux méthodes et aux installations nouvelles. il convient donc d'assurer une formation qui permette de répondre à cette exigence. - la possibilité, via l'outil informatique, d'accéder à l'information se développe. Il faudra donc, en fonction des moyens mis à disposition, intégrer ces pratiques. En classe de première, le programme, s'appuyant sur l'expérience acquise au laboratoire, devra déboucher sur une initiation aux méthodes industrielles correspondantes en vue d'une préparation au travail en atelier de génie chimique dès la rentrée en terminale. Programme Exigences élève Instructions et commentaires I. PRÉSENTATION GÉNÉRALE DES LABORATOIRES 1.1 Aménagement des laboratoires : - le poste de travail, les rangements, les évacuations, les installations de sécurité individuelles et collectives. - fluides divers : gaz utilisés pour le chauffage ; azote dioxyde de carbone ; vapeur d'eau ; air comprimé. 1.2 Stockage des produits chimiques incompatibilités, règlements administratifs. 1.3 Respect des règles de sécurité. Connaître les consignes de sécurité. Se comporter en respectant les règles de sécurité. n mettra progressivement en évidence les principes qui conduisent à l'organisation d'un laboratoire. II. SERVICES GÉNÉRAUX II.1 L'eau : - épuration des eaux naturelles (eau de ville, eau permutée, eau déminéralisée, eau distillée, eau osmosée) - propriétés d'une eau : titres et duretés : signification chimique, - traitement des eaux usées avant rejet : décantation, notions sur l'épuration. Connaître les étapes principales d'une épuration. A l'aide de la documentation, savoir si une eau est utilisable. II.2 Transport des liquides par pompes : Savoir réaliser un dessin étude qualitative des pompes volumétriques fonctionnel. lune alternative, une rotative) et de la pompe centrifuge. II.3 Transport et compression des gaz : Savoir réaliser un dessin production des basses pressions, production fonctionnel. des hautes pressions ; notions de sécurité relatives à l'utilisation et au stockage des gaz comprimés. II.4 Le vide : - production (trompe à eau, éjecteur de vapeur, pompes mécaniques pour vide primaire). - problèmes de sécurité concernant l'utilisation du vide. II.5 Distribution des fluides : tuyaux, raccords, joints, robinets, vannes 3 voies, détendeurs, soupapes, purgeurs, clapets anti-retour. Savoir réaliser les dessins fonctionnels de : - trompe à eau et éjecteur de vapeur. - un type de pompe. Connaître le rôle et la position relative de chaque élément. Savoir réaliser un schéma fonctionnel. Toute cette étude pourra s'appuyer sur l'observation d'une installation qui permettra d'appréhender le rôle de chaque élément. L'étude du traitement des eaux sera essentiellement centrée sur le contrôle de la qualité et le traitement avant rejet. On fera le lien avec les TP de chimie générale. On se limitera à l'identification et la fonction d'un exemplaire de chacun des appareils étudiés. Page 15/17

16 III. MATÉRIAUX Notions élémentaires sur les principaux matériaux utilisés dans la construction des appareils de laboratoire : justification du choix. A partir d'une documentation, justifier le choix d'un matériau ; en connaître les restrictions d'usage. Il est essentiel que les élèves comprennent très vite la raison du choix d'un matériau donné en fonction de l'appareil de laboratoire où il est utilisé et des opérations physico-chimiques qui s'y déroulent. Ces questions seront reprises progressivement quand on utilisera un dispositif nouveau. La constitution d'un fichier de données sur les propriétés des matériaux rencontrés est souhaitable. Il pourra être utilisé à propos de l'étude des problèmes de sécurité. Il concernera en particulier les matériaux suivants : aciers inoxydables, cuivre, verre, carbone, polymères. IV. OPÉRATIONS UNITAIRES Fractionnement d'une fabrication en opérations unitaires IV.1 Réaction : - initiation à l'étude du réacteur industriel. - assemblage et étanchéité. - agitation : agitateurs mécaniques (systèmes d'étanchéité), agitateurs à turbine, agitateurs magnétiques. IV.2 Transferts de chaleur : -chauffage - refroidissement. IV.3 Séparations Filtration : par gravité et sous pression réduite, à température ambiante et à chaud. Décantation de deux liquides non miscibles : en discontinu ; décanteur continu type florentin. Sédimentation. Centrifugation : étude d'une essoreuse et d'une décanteuse. IV.4 Evaporation, cristallisation Evaporation. Cristallisation. IV.5 Distillation : Ebullition d'un corps pur : tension de vapeur saturante. Ebullition d'un mélange binaire totalement miscible. Diagramme isobare pour un mélange zéotropique. Distillation simple (une évaporation-condensation). Colonne fonctionnant à reflux total Entraînement à la vapeur. Savoir définir qualitativement conduction, convection, rayonnement sur un exemple concret, La formule Q = K S t étant donnée, savoir l'appliquer dans le cas de l'échange thermique entre deux corps à températures constantes. Connaître principe et schéma du florentin. Savoir calculer la hauteur du florentin en fonction de la position de l'interphase. Connaître la définition d'un titre massique. Savoir utiliser les titres massiques. Savoir utiliser les courbes de solubilité. Connaître la notion de vapeur saturante. Savoir qu'à pression donnée, la température d'ébullition est constante. Connaître la définition de la fraction molaire. Savoir lire et utiliser un diagramme isobare : pour une composition donnée d'une phase, trouver la température d'équilibre et la composition de l'autre phase. Savoir comment évoluent température et compositions des deux phases le long d'une colonne à reflux total. Cette étude reste en classe de première limitée. Elle sera développée en Terminale sur le réacteur de type Grignard et ses équipements. Il s'agit de bien faire comprendre le rôle des différents paramètres : durée, différence des températures, surface d'échange, coefficient de transfert. On pourra montrer qualitativement de quoi dépend K. On fera la liaison avec le cours de Physique. A cette occasion, on pourra faire un bilan matière en utilisant les titres massiques. On prendra l'exemple du traitement des eaux usées. On exercera les élèves à des calculs simples de concentrations. On fera le lien avec le cours de chimie générale (définition de la solubilité). On montrera comment la solubilité varie avec la température. Toute cette étude sera essentiellement expérimentale. Elle ne fera l'objet d'aucun calcul. Les azéotropes sont hors programme. Les diagrammes utilisés seront en fractions molaires. Page 16/17

17 V. MESURES Mesure des volumes, des masses, des débits, des pressions, des températures. Connaître les unités des grandeurs mesurées. Savoir effectuer une lecture. La mesure est une activité que le chimiste pratique constamment. Après une présentation générale des techniques mises en jeu, on aura, durant toute l'année, l'occasion de perfectionner le savoir-faire des élèves. On introduira en particulier les notions de pression absolue et pression relative. VI. SÉCURITÉ Utilisations de données bibliographiques sur : VI.1 Intoxications accidentelles et brûlures par les produits chimiques : - produits corrosifs gazeux, liquides, solides : prévention, protection. - produits toxiques : prévention, protection. Vl.2 Incendies : - produits inflammables : classement - cause d'incendie, prévention des feux, moyens de luttes appropriées. Vl.3 Explosions : risques d'explosions (réactions et produits, surpression et pression réduite, gaz comprimés) ; prévention. VI.4 Electricité et matériel électrique risques d'accidents, prévention. Electricité statique, mise à la terre. VI.5 Dangers présentés par les machines. VI.6 Maladies professionnelles définition, notions sur la législation, prévention (l'étude portera principalement sur les maladies professionnelles d'origine chimique ou physique). Savoir s'informer avant d'exécuter. Connaître les codes normalisés caractérisant les dangers des produits. Le souci de sécurité doit être permanent. Il conviendra donc de faire acquérir des réflexes et savoir-faire essentiels en ce domaine et d y revenir régulièrement. I est indispensable que face à une situation nouvelle (produits, type de réaction, de matériel), le chimiste sache s informer avant d exécuter. Les données bibliographiques fournies aux élèves seront d abord brièvement commentées puis régulièrement utilisées au cours de l année, notamment en travaux pratiques de laboratoire. VII. SCHEMA Les schémas sont le plus souvent exécutés au crayon sur papier quadrillé. Les écritures peuvent être faites à l'encre. VII.1 Généralités : rôle du schéma. VII.2 Schémas d'appareils exécutés à l'occasion de l'enseignement de la technologie. Savoir représenter la constitution et le fonctionnement des appareils simples rencontrés dans le cours de technologie. VII.3 Introduction de symboles Les normes étant fournies, savoir graphiques normalisés du génie relier les chimique à l'occasion de l'enseignement appareils suivants : de la technologie ; dessins d'après - monte-jus et siphon nature de parties d'installations - pompes volumétrique et industrielles simples. centrifuge Initiation à l'exécution de schémas de - réacteur type Grignard fabrication. - chauffage, refroidissement - condenseur -échangeur Il s'agit à l'aide d'un dessin de comprendre le fonctionnement d'ensemble ou de partie d'un appareil. On s'appuiera sur les expériences du laboratoire de chimie et/ou sur des visites d'installations pour passer à la schématisation de fabrications simples, en utilisant les normes en vigueur. Page 17/17

Module MP.3 : Connaissances scientifiques et techniques relatives à l'environnement de l'animal

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