Chimie - 7 ème année - Ecole Européenne

Chimie - 7 ème année - Ecole Européenne Tables des matières Chapitre n 1 : COUPLES ACIDE-BASE I) Rappels des définitions vues dans les classes précédentes : 1) Acides et bases : 2) Solution aqueuse acide ou basique : a) Solution neutre (du point de vue acide-base : b) Solution acide : c) Solution basique : 3) ph d'une solution aqueuse (potentiel Hydrogène) : II) Définition d'un acide et d'une base selon la théorie de Brönsted : 1) Ion hydronium ou oxonium : 2) Définition d'un acide selon Bronsted : 3) Définition d'une base selon Bronsted : III) Les couples acide-base de l eau : 1) Le couple H 3 O + /H 2 O : a) L'eauH 2 O est une base : b) L'ion hydronium H 3 O + est un acide : c) Couple H 3 O + /H 2 O : 2) Le couple H 2 O/OH : a) L'eau H2O est un acide : b) L'ion hydroxyde OH est une base : c) Couple H2O/OH : 3) Généralisation : IV) Relation entre ph et [H 3 O + ] et ses conséquences : 1) Définition et mesure du ph : a) Définition : b) Mesure du ph : 2) Cas de l'eau pure : 3) Equilibre d autoprotolyse et produit ionique de l eau : 4) Conséquences : a) Solution neutre (du point de vue acide-base) : b) Solution acide : c) Solution basique : V) Le couple acide éthanoïque/ion éthanoate : 1) Solution d acide éthanoïque : a) Expérience : b) CH 3 COOH est un acide : c) CH 3 COOH est un acide faible : 2) Solution d étanoate de sodium : a) Expérience : b) CH 3 COO est une base : c) CH 3 COO est une base faible : 3) Equilibre chimique : VI) Population d'une solution aqueuse : 1 15 15 15 15 15 15 15 16 16 16 16 16 17 17 17 17 17 17 17 18 18 18 19 19 19 19 19 20 20 20 21 21 21 21 21 21 21 22 22 22 22 22 23 Ecole Européenne de Francfort Page 1

Table des matières 2) Calcul des concentrations : a) Solution décimolaire d'acide éthanoïque : b) Solution décimolaire d'éthanoate de sodium : VII) Cas particulier des solutions d'acide fort et solutions de base forte : 1) Solution aqueuse d acide chlorhydrique : 2) Base forte BOH : Chapitre n 2 : CLASSEMENT DES COUPLES ACIDE-BASE I) Equilibre chimique, rappels : 1) Définition de la constante de réaction K r : 2) Discussion : II) Constante d acidité K A et pk A d'un couple acide-base : 1) Solution aqueuse d acide éthanoïque : 2) Solution aqueuse d ammoniaque : 3) Généralisation : 4) Définition du pk A d un couple : III) Domaine de prédominance : 1) Généralités : 2) Cas particulier des indicateurs colorés acido-basiques : IV) Vérification expérimentale de la loi d'action de masse : 1) Introduction : 2) Objectifs et méthode : 3) Préparation des solutions (a) et (b) : a) Solution (a) décimolaire d acide éthanoïque : b) Solution (b) décimolaire d éthanoate de sodium : 4) Calcul des concentrations [CH 3 COOH] et [CH 3 COO ] : 5) Résultats : V) Classement des couples acide-base : 1) Les couples de l eau : a) Couple H 3 O + /H 2 O (à 25 C) : b) Couple H 2 O/OH (à 25 C) : 2) Classement des couples : a) Force comparée des acides CH 3 COOH et NH + 4 et des bases CH 3 COO et NH 3 : b) Tableau de comparaison : 3) Généralisation et représentation graphique : a) Limites de l échelle des pk A : b) Classement des acides et des bases faibles : VI) Réaction entre acide et base : 1) Constante de réaction : 2) Avancement de la réaction : a) Réaction quasi-totale ou "quantitative" : b) Réaction n'ayant pratiquement pas lieu : 23 23 23 23 24 24 24 26 28 29 29 29 29 29 29 30 30 31 31 31 31 32 32 32 32 32 33 33 34 35 35 35 35 35 35 36 36 36 36 37 37 37 37 38 Page 2 Christian BOUVIER

Chimie - 7 ème année - Ecole Européenne c) Equilibre chimique : 3) Taux d'avancement ou coefficient de dissociation : VII) Utilisation pratique des résultats : 1) Introduction : 2) Solution décimolaire d'acide éthanoïque : a) Recherche de la réaction prépondérante : b) Avancement de la réaction prépondérante : c) Calcul simplifié des concentrations : 3) Autre exemple, ph d'un mélange : a) Enoncé du problème : b) Première étape : c) Deuxième étape : d) Troisième étape : e) Quatrième étape : f) Etat final : Chapitre n 3 : REACTION ACIDE-BASE, DOSAGE I) Généralités : II) Dosage d un acide fort par une base forte : 1) Expérience : 2) Résultats : 3) Interprétation : a) Réaction prépondérante : b) Interprétation à l'échelle moléculaire : 4) L équivalence : a) Définition et propriété : b) Détermination du point d'équivalence : c) Intérêt du dosage : III) Dosage d un acide faible par une base forte : 1) Expérience : 2) Résultats : 3) Interprétation : a) Solution d acide éthanoïque : b) Mélange d acide éthanoïque et de soude : 4) L équivalence : a) Définition et propriété : b) Détermination du point d'équivalence : 5) La demi-équivalence : a) Définition et propriété : b) Evolution du coefficient de dissociation : IV) Solution tampon : 2) Propriétés : 38 38 39 39 39 39 40 40 40 40 41 41 42 42 43 44 45 47 47 47 47 48 49 49 49 49 49 50 51 51 51 52 52 52 53 53 53 54 55 55 55 57 57 57 Ecole Européenne de Francfort Page 3

Table des matières 3) Données et exemples d'applications : a) Cas général : b) Cas du sang : V) Calcul systématique des concentrations : 1) Evolution du dosage acide fort-base forte : 2) Equivalence du dosage acide fort-base forte : 3) Evolution du dosage acide faible-base forte : 4) Equivalence du dosage acide faible-base forte : Chapitre n 4 : OXYDOREDUCTION EN SOLUTION AQUEUSE I) Action des ions hydronium sur un métal : 1) Réaction sur le fer : a) Expérience : b) Interprétation : c) Equation-bilan : 2) Action sur d'autres métaux : a) Le zinc : b) Le plomb : c) Le cuivre : 3) Conclusion : II) Réaction entre un ion métallique et un métal : 1) Métaux, ions métalliques : 2) Action du zinc sur les ions cuivre II : a) Expériences : b) Interprétation : 3) Réaction entre les ions argent et le cuivre : 4) Réaction entre les ions cuivre et l'argent : III) Oxydoréduction : 2) Couple oxydoréducteur : 3) Comparaison des couples : 4) Sens d'une réaction d'oxydoréduction : a) Prévision : b) Expérience : IV) Classification des couples oxydoréducteurs : 1) Généralisation : 2) Classification de Zn, Cu et H 2 : a) Classement des réducteurs : b) Classement des oxydants : 3) Place du fer : 4) Classification plus complète : V) Couple oxydoréducteur, généralisation : 1) Couples du fer : 57 57 57 58 58 58 58 59 60 61 64 64 64 64 64 64 64 65 65 66 66 66 66 68 68 68 69 69 Page 4 Christian BOUVIER

Chimie - 7 ème année - Ecole Européenne a) Les ions du fer : b) Couple Fe 3+ /Fe 2+ : 2) Réaction entre ions permanganate et ions fer II : a) Expérience : b) Interprétation : c) Equation-bilan : d) Action sur l'éthanol : 3) Autres couples : a) Couple ion bichromate/ion chrome : b) Couple ion nitrate/monoxyde d'azote : Chapitre n 5 : PILES ELECTROCHIMIQUES POTENTIEL D'OXYDOREDUCTION I) Aperçu historique : 1) Electrostatique : 2) Volta et Galvani : 3) Becquerel et Daniel : II) Pile Zinc/Cuivre : 1) Description et utilisation : 2) Interprétation : 3) Déplacement des porteurs de charges : 4) Bilan des transformations : 5) Force électromotrice : 6) Généralisation : III) Demi-pile à hydrogène : 1) Description : 2) Electrode standard à hydrogène : IV) Potentiel d'oxydoréduction : 1) Force électromotrice : 2) Définition : 3) Signe du potentiel d'oxydoréduction 4) Potentiel standard d'oxydoréduction 5) Potentiel standard du couple H 3 O + /H 2 : V) Mesure pratique du potentiel d'oxydoréduction : 1) Demi-pile de référence pratique : 2) Autre demi-pile de référence : 3) Demi-pile avec électrode inattaquable : a) Généralités : b) Potentiel d'oxydoréduction du couple Fe 3+ /Fe 2+ : 4) Influence de la concentration : VI) Utilisation des potentiels standards : 1) Introduction : 2) Diagramme des potentiels d'oxydoréduction : 69 69 69 69 70 70 70 71 71 71 73 74 75 75 75 75 75 76 76 76 76 77 77 77 77 77 78 78 78 78 79 79 79 79 79 80 80 80 81 81 81 81 81 Ecole Européenne de Francfort Page 5

Table des matières 3) Réaction entre deux couples : VII) Applications : 1) ph-mètre et sonde ph-métrique : 2) Etude de la pile argent-cuivre : a) Enoncé du problème : b) Solution : VIII) Caractéristiques des générateurs électrochimiques : 1) Piles et accumulateurs : 2) Caractéristique tension-intensité : 3) Autres caractéristiques : a) La capacité : b) L'énergie : c) Choix d'un générateur : IX) Technologie des piles et accumulateurs : 1) Les piles : a) La pile Leclanché ou pile "saline" : b) La pile "alcaline" : c) La pile zinc-air : d) La pile au lithium : 2) Les accumulateurs : a) Accumulateur au plomb : b) Accumulateur cadmium-nickel : 3) Piles à combustible : Chapitre n 6 : ELECTRONEGATIVITE ET NOMBRE D'OXYDATION I) Réaction d'oxydoréduction par voie sèche : 1) Formation de composés ioniques : a) Combustion du sodium dans le dichlore : b) Combustion du sodium dans le dioxygène : 2) Formation de composés moléculaires : a) Réaction du dihydrogène et du dioxygène : b) Autres réaction de combustion : 3) Conclusion : II) Electronégativité d'un élément : 1) Comparaison du chlore et de l'oxygène : 2) Comparaison du sodium et de l'aluminium : 3) Electronégativité des éléments : III) Nombre d'oxydation : 1) Définition de l'i.u.p.a.c. : a) Enoncé : b) Applications : 2) Règles d'application : 3) Exemples de calculs du nombre d'oxydation d'un élément : 82 83 83 84 84 84 85 85 85 87 87 87 87 87 88 90 91 91 91 91 91 91 91 92 92 92 92 92 92 93 93 93 93 94 94 Page 6 Christian BOUVIER

Chimie - 7 ème année - Ecole Européenne 4) Variation du nombre d'oxydation : IV) Généralisation de l'oxydoréduction : 1) Introduction : 2) Rappels : 3) Définitions : 4) Conclusion : V) Applications : 1) Nombre d'oxydation de l'élément plomb : a) Enoncé du problème : b) Solution : 2) Nombre d'oxydation d'un élément : a) Enoncé du problème : b) Solution : Chapitre n 7 : ELECTROLYSE I) Electrolyse du chlorure d'étain (II) : 1) Expérience : 2) Interprétation : a) A l'électrode reliée au pôle (--) du générateur : b) A l'électrode reliée au pôle (+) du générateur : c) Bilan global : d) Réaction spontanée : 3) Aspect quantitatif : a) Données pratiques : b) Questions : c) Résolution : II) Electrolyse de l'eau : 1) Solution d'acide sulfurique : a) Prévision des réactions : b) Expérience : 2) Solution d'hydroxyde de sodium : a) Prévision des réactions : b) Expérience : 3) Conclusion : III) Electrolyse d'une solution de chlorure de sodium : 1) Prévision des réactions : 2) Expérience : 3) Conclusion : IV) Technique générale de prévision : V) Electrolyses industrielles : 1) Préparation du dichlore : 2) Préparation des métaux : 3) Dépôts électrolytiques : 94 95 95 95 95 96 96 96 96 96 97 97 97 98 99 102 102 102 102 103 103 103 103 104 104 104 104 104 104 105 105 105 106 106 106 106 Ecole Européenne de Francfort Page 7

Table des matières Chapitre n 8 : ENANTIOMERES ET DIASTEREOISOMERES I) Rappels sur les hydrocarbures : 1) Les alcanes et le carbone tétragonal : a) Carbone tétragonal : b) Définition : c) Nomenclature : 2) Les alcènes et le carbone trigonal : a) Carbone trigonal : b) Définition : c) Nomenclature : d) Cas du benzène : 3) Les alcynes : II) Représentation d une molécule en chimie organique : 1) Formule brute et formule développée : 2) Représentation d une molécule : a) Modèle : b) Représentation symbolique des molécules : 3) Conformation et configuration : a) Conformation : b) Configuration : III) Isomérie de constitution : 2) Isomérie de constitution de chaîne : 3) Isomérie de constitution de fonction : 4) Isomérie de constitution de position : IV) Stéréo-isomérie : 2) Stéréo-isomérie de conformation : 3) Enantiomérie : a) Carbone asymétrique : b) Règle séquentielle de Cahn, Ingold et Prelog : c) Enantiomères, configuration absolue et nomenclature : d) Analyse de la lumière polarisée : e) Pouvoir rotatoire d'une substance organique : 4) Stéréo-isomérie Z-E ou diastéréo-isomérie : a) Diastéréo-isomères : b) Configuration Z-E et nomenclature : c) Propriétés : V) Résumé des isoméries : 107 108 109 109 109 109 109 109 110 110 111 111 111 111 112 112 112 112 112 113 113 114 114 114 114 114 115 115 115 115 115 115 116 116 117 119 120 120 120 120 121 122 126 Page 8 Christian BOUVIER

Chimie - 7 ème année - Ecole Européenne Chapitre n 9 : PROPRIETES DES DERIVES OXYGENES I) Présentation des alcools : 2) Nomenclature : 3) Les polyalcools : 4) Les trois classes d alcool : 5) Propriétés chimiques des alcools : a) Généralités : b) Rupture de la liaison O H : c) Rupture de la liaison C O : d) Conclusion : 6) Production des alcools : a) Production d'éthanol par fermentation alcoolique : b) Hydratation de l éthène : c) Hydratation du propène : II) Composés carbonylés : 1) Les aldéhydes : 2) Les cétones : 3) Les acides carboxyliques : III) Oxydation des alcools : 1) Combustion complète des alcools : 2) Oxydation ménagée des alcools : a) Définition : b) Oxydation catalytique de l éthanol par le dioxygène : c) Oxydation en phase aqueuse : 3) Application à la caractérisation des alcools : a) Principe de la méthode : b) Résultats : IV) Propriétés physiques des alcools et des acides carboxyliques : 1) Propriétés physiques des alcools : a) Température d'ébullition : b) Solubilité : 2) Propriétés physiques des acides carboxyliques : a) Température d'ébullition : b) Solubilité : V) Quelques dérivés directs des acides carboxyliques : 1) Les chlorures d'acyle : a) Définition, obtention et nomenclature : b) Propriétés : 2) Les anhydrides d'acide : a) Définition et obtention : b) Nomenclature : c) Propriétés : VI) Les éther-oxydes : 127 127 127 127 127 128 128 128 128 128 128 129 129 129 129 129 129 130 131 131 131 132 132 132 132 133 133 133 133 133 133 134 134 134 135 135 135 135 136 136 136 136 136 136 136 Ecole Européenne de Francfort Page 9

2) Nomenclature : Table des matières 137 138 142 Chapitre n 10 : LES GLUCIDES I) Généralités : 1) Imporstance des glucides : 2) Classification des glucides : II) Les oses ou monosaccharides : 1) Présentation générale : 2) Représentation des sucres, convention de Fischer : 3) Le glucose : 4) Le fructose : 5) Le ribose : 6) Réactivité : a) Oxydation totale : b) Oxydation ménagée : c) Réduction : d) Fermentation : III) Les disaccharides (oligosides) : 1) Généralités : 2) Le saccharose : 3) Le maltose : IV) Les polysaccharides (polyosides) : 1) Généralités : 2) L'amidon : a) Structure : b) Le glycogène : c) Propriétés : 3) La cellulose : a) Structure : b) Propriétés : c) Applications : I) Généralités sur les esters : 2) Obtention : 3) Nomenclature : II) Estérification et hydrolyse : 1) Etude théorique : a) Equilibre chimique : b) Etat d'équilibre : Chapitre n 11 : ESTERS ET SAVONS 143 143 143 143 143 143 144 144 146 147 149 149 149 149 149 149 149 150 150 150 150 151 155 157 157 157 157 157 158 158 158 158 Page 10 Christian BOUVIER

Chimie - 7 ème année - Ecole Européenne 2) Contrôle des paramètres de la réaction : a) Contrôle de la vitesse de réaction : b) Contrôle de l état final : 3) Mécanisme de l'estérification : a) Présentation : b) Mécanisme : 4) Obtention pratique : a) Préparation de l acétate d éthyle : b) Préparation du méthanoate d éthyle : III) Autres esters : 1) Les corps gras : 2) Les polyesters : IV) Etude de la saponification d'un ester : 1) Aperçu historique : 2) Saponification d un ester : 3) Mécanismes de la saponification : a) Sites électrophiles et nucléophiles : b) Attaque nucléophile : c) Formation d un ion instable alcoolate : d) Formation d un ion carboxylate : e) Conclusion : 4) Fabrication d un savon : 5) Propriétés des savons : a) Solubilité dans l eau : b) Savon en solution aqueuse : c) Propriétés détergentes : d) Inconvénients des savons : e) Autres détergents et tensioactifs : f) les adjuvants : Chapitre n 12 : LES LIPIDES I) Les acides gras : 1) Généralités et définition : 2) Description, nomenclature et symbolique : a) Les acides gras saturés (C n : 0) : b) Les acides gras insaturés éthyléniques : c) Autres types d'acides gras : II) Etude des lipides : 1) Présentation : 2) Nomenclature : 3) Propriétés physiques : a) Température de changement d'état : b) Solubilité : 158 158 158 159 159 159 160 160 160 161 161 161 161 161 161 162 162 162 162 162 1 1 1 1 1 164 164 164 164 165 168 169 169 169 169 169 170 170 171 171 171 172 172 172 Ecole Européenne de Francfort Page 11

Table des matières 4) Propriétés chimiques des lipides : a) Hydrolyse : b) Saponification : c) Réaction d'addition sur les lipides insaturés : d) Propriétés biologiques : Chapitre n 13 : LES AMINES ET LES AMIDES I) Présentation des amines : 2) Nomenclature : 3) Exemples d'amines : a) Amines primaires : b) Amines secondaires : c) Amines tertiaires : II) Propriétés physiques des amines : 1) Température d'ébullition : 2) Solubilité : III) Propriétés chimiques des amines : 1) Généralités : 2) Propriétés basiques : 3) Réaction avec les halogénures (réaction d'hoffmann) : 4) Réaction de l'hydrogène : 5) Diazotation des amines : a) Introduction : b) Exemple de diazotation : c) Mécanismes réactionnels : IV) Les amides à partir des amines et des acides carboxyliques ou leurs dérivés : 1) Présentation des amides : 2) Préparation des amides non N-substituées : a) A partir d un carboxylate d ammonium : b) A partir d un chlorure d acyle : 3) Préparation des amides N- ou N-N-substituées : 4) Les polyamides (les nylons et les polyaramides) : Chapitre n 14 : LES ACIDES AMINES I) Présentation des acides aminés : 2) Nomenclature : II) Propriétés acido-basiques des acides α-aminés : 1) Switterion ou amphion : 2) Double acide et double base : 172 172 172 172 173 174 176 177 177 177 177 177 177 178 178 178 178 178 179 179 179 179 179 180 180 180 180 182 182 182 182 182 183 183 184 1 187 187 187 187 188 188 188 Page 12 Christian BOUVIER

Chimie - 7 ème année - Ecole Européenne 3) Domaines de prédominance : III) Les vingt acides α aminés : 1) Les acides α aminés aliphatiques hydrophobes : 2) Les acides α aminés aromatiques hydrophobes : 3) Les acides α aminés amidés : 4) Les acides α aminés aromatiques hydroxylés : 5) Les acides α aminés soufrés : 6) Les acides α aminés dibasiques : 7) Les acides α aminés diacides : IV) Propriétés physiques des acides α-aminés : 1) Conductivité électrique : 2) Solubilité : 3) Volatilité : V) Liaisons peptidiques et protéines : 1) Acylation du groupe amino : 2) Estérification du groupe carboxylique : 3) Dipeptides : 4) polypeptides et protéines : 188 189 189 189 189 190 190 190 192 192 194 196 Ecole Européenne de Francfort Page 13

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