Réaction chimique 2

Chapitre 6 : Piles et électrochimie

Chapitre 1 : Équilibre chimique

Donner les trois conditions qui définissent l'état d'équilibre d'un système.
- Pas de changement observable, coexistence des produits et des réactifs, système fermé
Décrire un équilibre d'évaporation et un équilibre de dissolution.
Vérifier expérimentalement si un système est en équilibre.
Associer l'équilibre à la réversibilité des réactions.
- Réactions directe et inverse, symbole de l'équilibre
Interpréter les courbes illustrant l'évolution dans le temps des réactions directe et inverse.
- Égalité des vitesses à l'équilibre

Chapitre 2 : Perturbation de l'équilibre chimique

Déterminer expérimentalement l'incidence de l'augmentation de la concentration d'un réactif sur un système en équilibre.
- Perturbation, rétablissement de l'équilibre
Décrire, à l'aide d'exemples, l'incidence de la concentration, de la pression et de la température sur un système en équilibre.
- Perturbation, rétablissement de l'équilibre
Décrire l'effet de l'ajout d'un catalyseur sur l'équilibre d'une réaction.
- Effet global nul
Prédire, à l'aide du principe de Le Châtelier, les conséquences d'une perturbation sur l'état d'équilibre d'un système.
- Réaction favorisée, rétablissement de l'équilibre
Décrire, à l'aide d'exemples, des changements sociaux et des conséquences environnementales résultant d'une perturbation de l'équilibre d'un cycle naturel.
- Pollution, catastrophes naturelles, etc.
Résoudre des problèmes qualitatifs portant sur l'état d'équilibre d'un système.

Chapitre 3 : Équilibre dans les solutions acides et basiques

Comparer la dissolution d'un acide fort à celle d'un acide faible.
- Dissociation complète versus équilibre
Utiliser la définition mathématique du pH.
- pH = - log[H₃O⁺]
Établir expérimentalement une relation mathématique pour caractériser l'équilibre de dissociation d'un acide.
- Constante de dissociation (K_a)
Établir expérimentalement la force relative de deux ou de plusieurs acides.
- HCl, CH₃COOH, etc.
Écrire les équations de dissociation des polyacides.
- H₃PO₄, H₂SO₄, etc.
Écrire l'expression de la constante d'équilibre (K_c) et des constantes K_a, K_b et K_ps pour caractériser divers systèmes.
- Généralisation de l'expression K_a
Analyser l'équilibre de dissociation ionique de l'eau.
- Constante de dissociation, principe de Le Châtelier
Déterminer le pH d'une solution à partir de mesures obtenues par titrage.
- Neutralisation acide-base
Illustrer, à l'aide d'exemples, l'utilisation des acides et des bases dans le quotidien.
- Produits de nettoyage, eau de javel, chlore dans les piscines, piles, etc.
Donner un exemple illustrant l'importance du pH dans certains milieux spécifiques.
- Liquides biologiques, sols, lacs, etc.
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Chapitre 4 : Constante d'équilibre

Appliquer le principe de Le Châtelier en relation avec l'expression de la constante d'équilibre de divers systèmes.
- Perturbation, rétablissement de l'équilibre
Décrire l'influence de la température sur la valeur de la constante d'équilibre.
- Réaction favorisée
Associer des découvertes qui ont découlé de l'étude de l'équilibre chimique à des progrès faits en chimie pure ou appliquée.
Décrire, à l'aide d'exemples, l'exploitation de l'équilibre chimique dans une application industrielle.
Associer des changements sociaux et des conséquences environnementales à l'exploitation industrielle de l'équilibre chimique.
Résoudre des problèmes portant sur l'aspect dynamique de l'équilibre.
- Stoechiométrie, concentration à l'équilibre, principe de Le Châtelier, etc.

Chapitre 5 : Oxydoréduction

Observer le déroulement d'une réaction d'oxydoréduction.
- Couple de métaux
Décrire une réaction d'oxydoréduction.
- Oxydation, réduction, oxydant, réducteur
Écrire l'équation globale et les équations partielles d'une réaction d'oxydoréduction.
- Perte et gain d'électrons, conservation de la charge
Classer des ions selon leur pouvoir réducteur, à partir d'observations faites au cours d'une expérience.
Prédire, à l'aide du classement des ions, si une réaction est spontanée ou non.
Mesurer la différence de potentiel produite par divers couples de métaux.
Définir le potentiel normal de réduction et le potentiel normal d'oxydation.
Déterminer, à partir des potentiels normaux de réduction, la différence de potentiel que peut fournir un couple de métaux.
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Chapitre 6 : Piles et électrochimie

Décrire, à l'aide d'un schéma, le fonctionnement d'une pile électrochimique.
- Pile, demi-pile, pont électrolytique, déroulement de la réaction
Construire une pile électrochimique.
Expliquer, à l'aide du principe de Le Châtelier, le déclin d'une pile électrochimique.
- Concentration, équilibre, diminution de la différence de potentiel, «mort» de la pile
Décrire le fonctionnement d'une pile électrochimique.
Balancer des équations de réaction d'oxydoréduction à l'aide des nombres d'oxydation.
Associer des découvertes en électrochimie à des progrès faits en chimie pure ou appliquée.
- Pile de Volta, utilisation de l'électrolyse, évolution jusqu'aux piles modernes, etc.
Illustrer, à l'aide d'exemples, des applications techniques de l'électrochimie.
- Pile électrochimique, électrolyse (plaquage, extraction de métaux), etc.
Associer des changements sociaux et des conséquences environnementales au développement de l'électrochimie.
Résoudre des problèmes portant sur l'oxydoréduction et sur les piles électrochimiques.
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