Programmes 2 ème année

279 Pages·2016·5.99 MB·French

Projet 1

Rénovation du programme de chimie des classes préparatoires
Section Géologie et Biologie (BG)

1ère année
Horaire d’enseignement / semaine: 2h¾C, ¾h TD et 1h TP
(30 semaines: 15 semaines/semestre)
A- Chimie Générale et cristallographie
Thème Chapitre Horaire Semestre
I. Structure de l’atome 2 semaines
Atomistique II. Tableau périodique 2 semaines

III. Liaisons chimiques et solvants 2 semaines
(8 semaines)

IV. Chimie de coordination 2 semaines
Premier
Cristallographie V. Introduction à la cristallographie 0,5 semaine
(2h¾ C&
(3 semaines) VI. Cristaux métalliques et ioniques 2,5 semaines ¾TD/
Thermodynamique VII. Introduction à la thermodynamique 1 semaine semaine)
Chimique I VIII. Premier principe de la

(4 semaines) thermodynamique et ses applications à la 3 semaines

réaction chimique

Thermodynamique IX. Deuxième et troisième principes de la
Chimique II thermodynamique: Applications à la
réaction chimique 5 semaines Second
(5 semaines)
1 h ¼C&¼/
semaine
Cinétique Chimique
(10 semaines) X. Cinétique Chimique 10 semaines

A- Chimie organique

I : Formules des composés organiques 1.5 semaines
Chimie organique II : Nomenclature systématique 1.5 semaines
(15 semaines) III : Stéréoisomérie 5 semaines
IV : Effets électroniques 3 semaines Second
3 semaines
V Méthodes spectroscopiques de

détermination de structures des composés

organiques

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Sommaire des Approches documentaires et TP
Thème Thématiques abordées
Atomistique ✎Approche documentaire: Applications de
la radioactivité en géologie et dans le
domaine médical.
Cristallographie ✎ Approche documentaire: Corréler les
propriétés des matériaux à la nature de la
cohésion cristalline.
 TP: Assemblage compactes et
identification d’un solide cristallin par
DRX.
Thermodynamique Chimique ✎ Approche documentaire sur
l’importance de la tabulation des bases des
données thermodynamiques des grandeurs
standards.
 TP: Détermination expérimentale de la
chaleur de réaction par calorimétrie.
Cinétique chimique ✎ Approche documentaire: Détermination
des dates limites de consommation de
yaourt.
TP : Etude cinétique :
- Détermination de l’ordre d’une réaction
chimique.
- Détermination de l’énergie d’Arrhénuis
(Se limiter à des mesures à trois
températures différentes : ambiante et deux
autres).

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Structure de la matière: Atomistique
Avant propos
Ce thème donne une description microscopique de la matière à l’aide de modèles simples
pour la constitution des atomes, des ions et des molécules. La structure des molécules est
envisagée sous le seul formalisme de Lewis, et leur géométrie dans le cadre du modèle de
Gillespie. L’étude de la classification périodique des éléments est un outil essentiel de la
chimie qui nous permet par la suite de tirer des informations, de prévoir la réactivité des corps
simples et de déterminer la nature de la liaison chimique. L’étude des interactions
intermoléculaires constitue essentiellement un support à l’interprétation des propriétés
physico-chimiques.
Cette partie du programme, dont le contenu s’articule entre la modélisation (approche
conceptuelle) et le réel (approche expérimentale), est une occasion à l’élève ingénieur pour
apprendre à modéliser et à valider d’une manière autonome pour une meilleure
compréhension des phénomènes chimiques, souvent complexes. La démarche documentaire
avec différents outils permet de développer chez l’apprenant une meilleure maîtrise de
l'information. Parmi les objectifs de cette approche, on peut citer : savoir rechercher
(méthodologie), utiliser et traiter (réflexion) et communiquer l'information. Elle permet aussi
à habituer l’étudiant à se cultiver et à être un apprenant à vie.

Annotations :
 : Commentaires
 : Compétences exigibles
✎: Approche documentaire
 : Travaux pratiques

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Chap. 1 : Structure de l’atome
Thématiques abordées Capacités exigibles et Commentaires
1.1. Préambule
 Préambule  Les structures de l’atome et du noyau ont
 Atomes, isotopes, abondance étés vues dans les classes antérieures ;
isotopique et masse molaire. elles sont rappelées sommairement.
 Ordres de grandeurs de la taille  L’usage d’un vocabulaire précis est
d’un atome et des masses ; charges indispensable : élément, atome, corps
de l’électron et du noyau (protons simple, corps composé, corps pur ,espèce
et neutrons). chimique, entité chimique.
 Principe de la fission. Radioactivité
α, β+, β- et γ. Décroissance  Se limiter à rappeler le postulat.
radioactive.  Les expressions de l’énergie et du rayon
 Postulats de Bohr et les expressions sont données sans démonstration.
des énergies et du rayon.
✎Approche documentaire: Applications de

la radioactivité en géologie et dans le

domaine médical.
1.2. Atome selon le modèle quantique
1.2.1. Dualité onde-corpuscule.  Les travaux de Planck, Einstein et De
Broglie sont énoncés pour évoquer que la
nature quantique de la matière entraîne
l'équivalence entre des propriétés ondulatoires
(fréquence et vecteur d'onde) et corpusculaires
(énergie et impulsion)
 Le principe d'incertitude (ou principe
d'indétermination) de Heisenberg est énoncé
pour rappeler que, pour une particule massive
donnée, on ne peut pas connaître
simultanément sa position et sa vitesse avec
une précision supérieure à un certain seuil.
 Le terme « incertitude » est le terme
historique pour ce principe. Le nom de
« théorème d'indétermination » est
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recommandé.
.2.2. Fonction d’onde (Ψ) de l’atome  L'équation de Schrödinger décrit
d’hydrogène. l'évolution dans le temps du comportement
ondulatoire d'une particule massive non
relativiste et notamment l’électron. Les
solutions de cette équation (Ψ) permettent
d’accéder à l'énergie de la particule
considérée et à la probabilité de son existence
dans un point de l’espace à un instant donné.
 La résolution mathématique est hors
programme. On se limite à interpréter IΨI2
comme la densité de probabilité de présence
d’un électron en un point.

1.2.3. Nombres quantiques orbitaux : n, l
et m.
l
1.2.4. Spin électronique (m ou s).  Décrire l’état d’un électron (n, l, m et s).
s l

1.2.5. Représentation graphique  On se contentera à la représentation des
conventionnelle d’une orbitale atomique. orbitales atomiques s, p et d, les
expressions mathématiques des
fonctions d’onde peuvent être données à
titre indicatif.

1.2.6. Configuration électronique  Pour les applications, les éléments traités
d’un atome : doivent appartenir aux cinq 1ères périodes.
 Règles de remplissage :
 Déterminer, à l’aide des règles de
- Principe d’exclusion de Pauli
remplissage la configuration électronique
- Règle de Hund
d’un atome à l’état fondamental.
- Règle de Klechkowsky
 Connaitre des exceptions à la règle de
 Electrons de cœur et électrons de
Klechkowsky, on se limitera aux
valence.
anomalies associées aux orbitales d à

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moitié ou totalement remplies (Cr, Mo,
Cu et Ag ).
 Construire un schéma de remplissage des
sous couches de valence et préciser le
nombre des électrons de valence.
 Prévoir la formule et la configuration
électronique des ions monoatomiques
d’un élément.
2 semaines

Chap. 2 : Tableau périodique
Thématiques abordées Capacités exigibles et Commentaires
1. Architecture du tableau périodique :  Critères actuels de la classification (Z et
(Notions de : période, groupe, blocs et électrons de valence).
famille).  Localiser dans le tableau périodique les
blocs : s, p ,d et f et reconnaitre les
métaux des non métaux.
 Relier la position d’un élément dans le
tableau périodique à sa configuration
électronique et au nombre d’électrons de
valence. Les éléments traités doivent
appartenir aux cinq 1ères périodes.
 Situer dans le tableau les familles
suivantes : métaux alcalins, alcalino-
terreux et métaux de transition,
chalcogènes, halogènes et gaz nobles.

2. Propriétés des éléments : Définition et  Signaler la présence de plusieurs échelles
évolution d’électronégativité et se limiter à celles
 Electronégativité. de Pauling et de Milleken.
 Energie de la 1ère ionisation et étude  Comparer les propriétés des éléments
des ionisations successives, selon leurs positions dans le tableau
 Attachement électronique, périodique et entre les familles
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 Rayons atomique et ionique,  Relier la polyvalence et la variabilité des
 Caractère oxydo-réducteur. degrés d'oxydation à la diversité dans la
nature, tels que les matériaux à base de
O et S d'un coté et N et P d’un autre coté
Repérer les éléments à pouvoir réducteurs
(métaux) et ceux à pouvoir oxydant (e.g.
Halogènes et chalcogènes).
2 semaines

Chap. 3: Liaisons chimiques et solvants
Thématiques abordées Capacités exigibles et Commentaires
1. Liaisons chimiques covalentes
1.1. Modèle de Lewis :
 Liaison covalente localisée  Distinguer un édifice ionique
 Liaison covalente délocalisée : polyatomique d’une molécule.
-Notions de mésomérie et formes limites  Présentation du modèle de Lewis et de
la règle de l’octet.
 Etablir un ou des schémas de Lewis pour
une entité donnée.
 Identifier les écarts à la règle de l’octet.
 Identifier les formes limites de résonance
à partir d’exemples simples (e.g. O , CO 2-,
3 3
SO ).
3
1.2. Géométrie moléculaire, Modèle  Présentation de la règle de Gillespie
VSEPR (répulsion des paires d'électrons de la
couche de valence).
 Identifier et présenter les structures de
types AX E , avec : n+p = 2 à 6.
n p
 Prévoir et interpréter les déformations
angulaires (effets de l’électronégativité de
l’atome central et des atomes périphériques,
de la présence des doublets non liants et/ou de
la liaison multiple) et leurs conséquences.
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1.3. Polarité d’une molécule  Déterminer la direction et le sens du
-Polarité de la liaison, vecteur moment dipolaire d’une liaison et
- Moment dipolaire d’une molécule d’une molécule.
(molécules polaire et apolaire).  Relier la structure géométrique d’une
molécule à l’existence ou non d’un moment
dipolaire permanent.

2.Solvant  Mise en évidence de la présence de forces
2.1.Forces intermoléculaires intermoléculaires qui augmentent quand la
- Interactions de Van der Waals (de distance inter-particules (atomes, molécules
Keesom, de Debye et de London). ou édifices ioniques) diminue au cours d’un
- Liaisons hydrogène inter- et intra- refroidissement ou une compression.
moléculaires.  Les notions de la polarisabilité, des
- Effet du type de liaison sur quelques moments dipolaires, induit et instantané et
propriétés physiques des corps purs liquide, les définitions des forces de Van der Waals
telles que la température de vaporisation. sont données d’une manière succincte.
 Les expressions des énergies et leurs
ordres de grandeurs sont donnés à titre
indicatif ; elles ne sont pas à retenir.
 Corréler des propriétés physicochimiques
à la nature des interactions intervenantes.

.2.2. Mise en solution d’une espèce
chimique moléculaire ou ionique.
.2.2.1.Définitions solvant-soluté-dissolution

2.2.2.Caractéristiques des solvants - Permittivité relative,
moléculaires. - Solvants protique et aprotique
- Permittivité relative, - Solvants polaire et apolaire,
- Solvants protique et aprotique
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- Solvants polaire et apolaire,

.2.2.3. Solubilisation et solubilité.  Interpréter la miscibilité ou la non-
miscibilité de deux solvants.
 Justifier et proposer le choix d’un solvant
adapté à la dissolution d’une espèce donnée.
2 semaines

Chap.4: Chimie de coordination
Thématiques abordées Capacités exigées et Commentaires
1. Définitions: Exemples à choisir dans la chimie du fer et du zinc.

 Composés de coordination.

 Ligand (monodentale, L’effet Jahn-Teller est hors programme.

polydentale).

 Liaison métal-ligand.

 Magnétisme des ions des métaux
Les règles de Nomenclature de l’IUPAC doivent être
de transition et leurs complexes connues

 Nomenclature

2. Structure idéale octaédrique et

tétraédrique.

 Stéréochimie des complexes

octaédriques.

3. Théorie du champ cristallin:

 Présentation élémentaire de la On limitera les exemples à ceux du fer.
levée de la dégénérescence dans Représenter les orbitales d et expliquer la levée
le cas des complexes partielle de la dégénérescence suite à l’interaction
octaédriques. avec les ligands. Calculer l’énergie de stabilisation du
 Applications au magnétisme champ cristallin et déterminer la configuration
(champ fort, champ faible) et aux électronique .
spectres d’absorption par La couleur des complexes sera traitée sur l’exemple
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transition électronique (couleur de l’Hexaaquatitane (III).
des complexes). Toute présentation dans le cadre de la théorie des
 Aspect énergétique : influence du groupes est hors programme
ligand, influence de l’ion central,
énergie de stabilisation du champ
cristallin.

2 semaines

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