Programme de colles - n° 6

semaine 6 du 6 au 10 novembre 2017
mercredi 18 octobre 2017
par  mlm
popularité : 13%

Transformations de la matière
- Noms des différents changements d’états.
- Le modèle du gaz parfait.
- Équation d’état des gaz parfaits.
- Pression partielle d’un gaz en mélange de gaz.
- Connaître le lien entre pression partielle, pression totale et fraction molaire.
- Définition de l’avancement d’une réaction chimique.
- Définition de l’activité d’un composé i en fonction de son état physique et de la situation (mélange/corps pur).
- Constante d’équilibre d’une réaction.
- Quotient de réaction d’une réaction.
- Existence de réactions totales et de réactions équilibrées.
- Cas des ruptures d’équilibre.

Savoir-faire exigible

- Appliquer l’équation d’état des gaz parfaits pour calculer une pression ou une quantité de matière.
- Exprimer la pression partielle d’un gaz en mélange en fonction de la pression totale et des quantités de matière des gaz en présence dans le mélange.
- Dessiner l’allure du diagramme de phases (p, T) d’un composé.
- Pour un diagramme de phases (p, T) tracé (3 domaines) : attribuer les domaines du solide, du liquide et du gaz ; identifier le point triple et le point critique ; interpréter le déplacement du point représentatif de l’état du système.
- Reconnaître une transformation physique, chimique ou nucléaire.
- Identifier les coefficients stœchiométriques algébriques.
- Écrire la constante d’équilibre d’une réaction donnée en fonction des activités à l’équilibre.
- Calculer le quotient de réaction d’une réaction donnée et savoir comparer le résultat à la constante d’équilibre (sens spontané d’évolution du système en évolution).
- Dresser un tableau d’avancement (éventuellement volumique), identifier le réactif limitant, le réactif en excès et reconnaitre des proportions stœchiométriques.
- Utiliser une constante d’équilibre : pour déterminer l’état final d’équilibre d’un système en évolution (y compris les cas de rupture d’équilibre).

Questions de cours à préparer

- Relation de Guldberg et Waage et sens de réaction spontanée
Conseils :
Exemple de réactions : (cours) ammoniac N2(g) + 3 H2(g) = 2 NH3(g)
combustion : C(s) + O2(g) = CO2(g)
en solution : H3O+(aq) + HO-(aq) = 2 H2O (liq)
Choisir des quantités de matière/concentrations initiales permettant des calculs simples
mais pas trop (pas tous à 1 mol/L).

- Extraction liquide-liquide
Conseils :
Indiquer l’objectif de la manipulation
Donner les critères de choix du solvant extracteur
Expliquer le mode opératoire en justifiant les gestes effectués
Faire un schéma de l’ampoule avant et après extraction, en justifiant la position des phases

- Principe d’un titrage (sur un exemple fourni)
Conseils :
Faire un schéma du dispositif en indiquant les grandeurs connues et celle que l’on cherche à déterminer
Donner l’équation bilan de la réaction de titrage, en indiquant les caractéristiques qu’elle doit posséder
Ecrire la relation à l’équivalence en quantité de matière
Exploiter la relation pour déterminer la concentration de la solution titrée


Prévisions semaine 7

Cinétique chimique


Documents joints

Compétences exigibles - semaine 6

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