Programme Chimie Niveau Supérieur

Thème 1   –   Chimie quantitative (12   h   30) 1.1Le concept de mole et la constante d’Avogadro1.2Les formules chimiques1.3Les équations chimiques1.4Les relations massiques et volumétriques dans les réactions chimiques1.5Les solutions

Thème 2   – La structure atomique (4   heures) 2.1L’atome2.2Le spectromètre de masse2.3La configuration électronique des atomes

Thème 3   – La périodicité (6   heures) 3.1Le tableau périodique3.2Les propriétés physiques3.3Les propriétés chimiques

Thème 4   – La liaison chimique (12   h   30) 4.1La liaison ionique4.2La liaison covalente4.3Les forces intermoléculaires4.4La liaison métallique4.5Les propriétés physiques

Thème 5   – L’énergétique (8   heures) 5.1Réactions exothermiques et endothermiques5.2Calculs de variations d’enthalpie5.3La loi de Hess5.4L’enthalpie de liaison

Thème 6   – La cinétique chimique (5   heures) 6.1La vitesse de réaction6.2La théorie des collisions

Thème 7   – L’équilibre (5   heures) 7.1Équilibre dynamique7.2Position de l’équilibre

Thème 8   – Les acides et les bases (6   heures) 8.1Théories des acides et des bases8.2Les propriétés des acides et des bases8.3Acides forts et acides faibles, bases fortes et bases faibles8.4L’échelle de pH

Thème 9   – L’oxydoréduction (7   heures) 9.1Introduction à l’oxydation et à la réduction9.2Les équations redox9.3La réactivité9.4Les piles voltaïques9.5Les cellules d’électrolyse

Thème 10   – Chimie organique (12   heures) 10.1Introduction10.2Les alcanes10.3Les alcènes10.4Les alcools10.5Les halogénoalcanes10.6Les mécanismes réactionnels

Thème 11   – Mesures et traitement des données (2   heures) 11.1Incertitude et erreur dans la mesure11.2Incertitudes dans les résultats calculés11.3Techniques graphiques

Thème 12   – La structure atomique (3   heures) 12.1La configuration électronique des atomes

Thème 13   – La périodicité (4   heures) 13.1Les tendances dans la troisième période13.2Première rangée d’éléments du bloc d

Thème 14   – La liaison chimique (5   heures) 14.1Formes des molécules et des ions14.2L’hybridation14.3La délocalisation des électrons π

Thème 15   – L’énergétique (8   heures) 15.1Variation d’enthalpie standard de réaction15.2Le cycle de Born-Haber15.3L’entropie15.4La spontanéité d’une réaction

Thème 16   – La cinétique chimique (6   heures) 16.1Expression de la vitesse16.2Mécanisme réactionnel16.3L’énergie d’activation

Thème 17   – L’équilibre (4   heures) 17.1L’équilibre liquide-vapeur17.2La loi de l’équilibre

Thème 18   – Les acides et les bases (10   heures) 18.1Calculs relatifs aux acides et aux bases

18.2Les solutions tampons

Thème 19   – L’oxydoréduction (5   heures) 19.1Les potentiels standard d’électrode19.2L’électrolyse

Thème 20   – Chimie organique (10   heures) 20.1Introduction20.2Les réactions de substitution nucléophile20.3Les réactions d’élimination20.4Les réactions de condensation20.5Les mécanismes réactionnels20.6La stéréoisomérie

Option B   – Biochimie humaine (15/22 heures) B1L’énergieB2Les protéinesB3Les glucidesB4Les lipidesB5Micronutriments et macronutrimentsB6Les hormones

  B7Les enzymes   B8Les acides nucléiques   B9La respiration cellulaire

Option E   – Chimie de l’environnement (15/22 heures) E1La pollution de l’air (2h)E2Les dépôts acidesE3L’effet de serreE4La diminution de la couche d’ozoneE5L’oxygène dissous dans l’eauE6Le traitement des eauxE7Le sol

E8Les déchets  E9La diminution de la couche d’ozone   E10Le brouillard photochimique (smog)   E11Les dépôts acides   E12L’eau et le sol

Thème 1 – Chimie quantitative (12 h 30)

1.1Le concept de mole et la constante d’Avogadro (2 heures)

TdC : l’attribution de nombres aux masses des éléments chimiques a permis à la chimie de devenir une science physique et d’utiliser les mathématiques pour exprimer les relations entre les réactifs et les produits.

Énoncé d’évaluation Obj. Spéc. Notes pour les enseignants1.1.1 Appliquer le concept de mole aux substances. 2 Le concept de mole s’applique à tous genres de particules : atomes, molécules, ions,

électrons, unités formulaires, etc. La quantité de substance est mesurée en moles (mol). La valeur approchée de la constante d’Avogadro (NA ou L), 6,02×1023 mol−1, doit être connue.

TdC : la chimie traite de sujets présentant d’énormes différences d’échelle. La grandeur de la constante d’Avogadro n’a pas de commune mesure avec notre expérience quotidienne.

1.1.2 Déterminer le nombre de particules et la quantité de substance (en moles).

3 Opérer la conversion entre la quantité de substance (en moles) et le nombre d’atomes, de molécules, d’ions, d’électrons et d’unités formulaires.

1.2Les formules chimiques (3h)

Énoncé d’évaluation Obj. spéc. Notes pour les enseignants1.2.1 Définir les termes masse atomique relative

(Ar) et masse moléculaire relative (Mr).1

1.2.2 Calculer la masse d’une mole d’une espèce 2 Le terme masse molaire (en g mol−1) sera utilisé.

à partir de sa formule.1.2.3 Résoudre des problèmes qui font intervenir

la relation entre la quantité de substance en moles, la masse et la masse molaire.

3

1.2.4 Distinguer les termes formule empirique et formule moléculaire.

2

1.2.5 Déterminer la formule empirique à partir de la composition centésimale ou d’autres données expérimentales.

3 Objectif global 7 : des expériences virtuelles peuvent servir de démonstrations dans ce cas.

1.2.6 Déterminer la formule moléculaire à partir de la formule empirique et de données expérimentales.

3

1.3Les équations chimiques (1h)

1.3.1 Déduire les équations chimiques quand tous les réactifs et les produits sont donnés.

3 Les élèves doivent pouvoir faire la différence entre coefficients et indices.

1.3.2 Identifier la proportion stœchiométrique (rapport molaire) de deux espèces dans une équation chimique.

2

1.3.3 Appliquer à l’écriture des équations chimiques les symboles précisant l’état physique des espèces chimiques (s), (l), (g) et (aq).

2 TdC : quand ces symboles sont-ils nécessaires à la compréhension et quand sont-ils redondants ?

1.4Les relations massiques et volumétriques dans les réactions chimiques (4h30)

1.4.1 Calculer des rendements théoriques à partir d’équations chimiques.

2 À partir d’une équation chimique et de la masse ou de la quantité (en moles) d’une espèce, calculer la masse ou la quantité de matière d’une autre espèce.

1.4.2 Déterminer la nature du réactif limitant et celle du réactif en excès lorsque les quantités des substances en réaction sont fournies.

3 Objectif global 7 : des expériences virtuelles peuvent être utilisées ici.

1.4.3 Résoudre des problèmes qui font intervenir des rendements théorique, expérimental et

3

en pourcentage.1.4.4 Appliquer la loi d’Avogadro pour calculer

les volumes de gaz en réaction.2

1.4.5 Appliquer dans les calculs le concept de volume molaire mesuré dans les conditions normales de température et de pression (CNTP ou TPN) et dans les conditions standard de température et de pression (CSTP ou TPS).

2 Le volume molaire d'un gaz parfait dans les conditions normales de température et de pression (CNTP), soit 0°C (273,15K) et 1 atm (101,3 kPa), est de 2,24 × 10−2 m3 mol−1 (22,4 dm3 mol−1).

Le volume molaire d’un gaz parfait dans les conditions standard de température et de pression (CSTP), soit 25°C (298,15 K) et 1 bar (100 kPa), est de 2,45 × 10−2

m3 mol−1 (24,5 dm3 mol−1).1.4.6 Résoudre des problèmes qui font intervenir

la relation entre la température, la pression et le volume pour une masse donnée d’un gaz parfait.

3 Objectif global 7 : des expériences virtuelles peuvent servir de démonstrations dans ce cas.

1.4.7 Résoudre des problèmes en utilisant l’équation des gaz parfaits, PV = nRT.

3 TdC : la distinction entre les échelles Celsius et Kelvin comme exemples d’une échelle naturelle et d’une échelle artificielle peut être discutée.

1.4.8 Analyser des graphiques se rapportant à l’équation des gaz parfaits.

3

1.5Les solutions (2h)

1.5.1 Distinguer les termes soluté, solvant, solution et concentration (g dm−3 et mol dm−3).

2 La concentration d’une substance, exprimée en mol dm−3, est souvent représentée par la formule de la substance placée entre crochets. Exemple : [HCl].

1.5.2 Résoudre des problèmes qui font intervenir la concentration, la quantité de soluté et le volume de la solution.

3

Thème 2 – La structure atomique (4 heures)

2.1L’atome (1h)

TdC : quelle est la signification du modèle de l’atome dans divers domaines de la connaissance ? Les théories et les modèles que les scientifiques créent sont-ils des descriptions exactes de la nature ou sont-ils surtout des interprétations utiles pour la prédiction, l’explication et le contrôle de la nature ?

2.1.1 Exprimer la position des protons, des neutrons et des électrons au sein de l’atome.

1 TdC : aucune de ces particules ne peut (ou ne pourra) faire l’objet d’une observation directe. Quels modes de la connaissance utilise-t-on pour interpréter une preuve indirecte, obtenue par le biais de la technologie ? Est-ce que nous croyons à leur existence ou en avons-nous la connaissance ?

2.1.2 Exprimer les masses relatives et les charges relatives des protons, des neutrons et des électrons.

1 Les valeurs acceptées sont :

2.1.3 Définir les termes nombre de masse (A), numéro atomique (Z) et isotopes d’un élément.

1

2.1.4 Déduire le symbole pour un isotope étant donné son nombre de masse et son numéro atomique.

3 La notation suivante peut-être utilisée : . Par exemple,

2.1.5 Calculer le nombre de protons, de neutrons et d’électrons dans des atomes et des ions à partir de leur nombre de masse, de leur numéro atomique et de leur charge.

2

2.1.6 Comparer les propriétés des isotopes d’un élément.

3

2.1.7 Discuter des usages des radioisotopes. 3 Les exemples proposés doivent inclure le 14C dans la datation au radiocarbone, le 60Co en radiothérapie et le 131I et le 125I comme traceurs radioactifs en médecine.

Objectif global 8 : les élèves doivent être conscients des dangers que présentent les radioisotopes pour les êtres vivants, mais ils doivent également justifier leur utilité à l’aide des exemples ci-dessus.

2.2Le spectromètre de masse (1h)

2.2.1 Décrire et expliquer le fonctionnement d’un spectromètre de masse.

3 Le schéma d’un spectromètre à simple faisceau est requis. Parmi les étapes de son fonctionnement, on mentionnera : la vaporisation, l’ionisation, l’accélération, la déflexion et la détection.

Objectif global 7 : des simulations peuvent être utilisées pour illustrer le fonctionnement d’un spectromètre de masse.

2.2.2 Décrire de quelle manière le spectromètre de masse peut être utilisé pour déterminer la masse atomique relative en utilisant l’échelle 12C.

2

2.2.3 Calculer les valeurs non entières des masses atomiques relatives et l’abondance des isotopes à partir de données.

2

2.3La configuration électronique des atomes (2h)

2.3.1 Décrire le spectre électromagnétique. 2 Les élèves doivent être capables d’identifier les régions ultraviolette, visible et infrarouge du spectre et de décrire la variation de la longueur d’onde, de la fréquence et de l’énergie dans le spectre.

TdC : l’existence de la spectroscopie infrarouge et de la spectroscopie ultraviolette dépend de la technologie. Qu’est-ce que cela implique par rapport à la connaissance ?

2.3.2 Distinguer un spectre continu et un spectre de raies.

2

2.3.3 Expliquer le lien entre les raies du spectre d’émission de l’hydrogène et les niveaux d’énergie de l’électron.

3 Les élèves doivent être capables de représenter un diagramme des niveaux d’énergie, de montrer les transitions entre niveaux d’énergie différents et de constater que les raies d’un spectre sont en relation directe avec ces différences d’énergie. Une compréhension du phénomène de la convergence des raies spectrales est attendue. Les séries de raies doivent être envisagées dans les régions ultraviolette, visible et infrarouge du spectre. Les calculs, la connaissance

des nombres quantiques et des références historiques ne seront pas évalués.

Objectif global 7 : des simulations interactives modélisant le comportement des électrons dans l’atome d’hydrogène peuvent être utilisées.

2.3.4 Déduire la configuration électronique de l’atome et de l’ion d’un élément jusqu’à Z = 20.

3 Par exemple, 2.8.7 ou 2,8,7 pour l’élément dont Z = 17.

TdC : en représentant graphiquement un atome, nous avons une image d’un monde invisible. Quelles méthodes de la connaissance nous permettent-elles d’accéder au monde microscopique ?

Thème 3 – La périodicité (6 heures)

TdC : les premiers découvreurs des éléments ont permis à la chimie de franchir un grand pas sans autre chose que de simples appareils rudimentaires, souvent issus d’une pseudoscience, l’alchimie. Les travaux de recherche de Lavoisier sur l’oxygène, qui rendirent caduque la théorie du phlogistique concernant la chaleur, peuvent servir d’exemple à une discussion sur le changement de paradigme.

Dimension internationale : la découverte des éléments et leur classification est une histoire qui sert à illustrer la manière dont le progrès s’effectue par delà les frontières nationales grâce au partage de l’information.

3.1Le tableau périodique (1h)

3.1.1 Décrire la répartition des éléments dans le tableau périodique en fonction de la valeur croissante du numéro atomique.

2 Les noms et les symboles des éléments se trouvent dans le Recueil de données de chimie. L’historique du tableau périodique ne sera pas évalué.

3.1.2 Distinguer les termes groupes et périodes. 2 Le système de numérotation des groupes dans le tableau périodique est illustré dans le Recueil de données de chimie. Les élèves doivent aussi connaître la position des éléments de transition dans le tableau périodique.

3.1.3 Appliquer la relation entre la configuration électronique des éléments et leur position dans le tableau périodique jusqu’à l’élément dont Z = 20.

2

3.1.4 Appliquer la relation entre le nombre d’électrons qui occupent le niveau d’énergie maximale d’un élément et sa position dans le tableau périodique.

2

3.2Les propriétés physiques (2h)

3.2.1 Définir les termes énergie de première ionisation et électronégativité.

1

3.2.2 Décrire et expliquer la tendance à la périodicité du rayon atomique, du rayon ionique, des énergies de première ionisation, de l’électronégativité et des températures de fusion chez les métaux alcalins et les halogènes .

3 Les données de toutes ces propriétés sont présentées dans le Recueil de données de chimie. Les explications concernant la périodicité des quatre premières grandeurs doivent se fonder sur l’équilibre entre l’attraction exercée par le noyau sur les électrons et la répulsion mutuelle des électrons. Des explications basées sur la charge effective du noyau ne sont pas requises.

3.2.3 Décrire et expliquer la tendance à la périodicité du rayon atomique, du rayon ionique, des énergies de première ionisation et de l’électronégativité chez les éléments de la troisième période.

3 Objectif global 7 : des bases de données et des simulations peuvent être utilisées.

3.2.4 Comparer les valeurs relatives d’électronégativité de deux ou plusieurs éléments en fonction de leur position dans le tableau périodique.

3

3.3Les propriétés chimiques (3h)

3.3.1 Discuter des analogies et des différences de propriétés chimiques des éléments au sein d’un même groupe.

3 Les réactions suivantes doivent être envisagées :

Les réactions avec les métaux alcalins (Li, Na et K) avec l’eau Les réactions avec les métaux alcalins (Li, Na et K) avec les halogènes

(Cl2, Br2, I2) Les réactions des halogènes (Cl2, Br2 et I2) avec les ions halogénures (Cl-,

Br- et I-)

3.3.2 Discuter de l’évolution de caractère, d’ionique à covalent et de basique à acide, des oxydes au sein de la troisième période.

3 Les équations pour les réactions de Na2O, MgO, P4O10 et SO3 avec l’eau sont requises.

Thème 4 – La liaison chimique (12 h 30)

4.1La liaison ionique (2h)

4.1.1 Décrire la liaison ionique comme le résultat de l’attraction électrostatique entre des ions de charges opposées.

2

4.1.2 Décrire de quelle façon la formation d’ions résulte d’un transfert d’électron(s).

2

4.1.3 Déduire la nature des ions qui seront formés lorsque des éléments des groupes 1, 2 et 3 perdent un (des) électron(s).

3

4.1.4 Déduire la nature des ions qui seront formés lorsque des éléments des groupes 5, 6 et 7 captent un (des) électron(s).

3

4.1.5 Exprimer que les éléments de transition sont susceptibles de former plus d’un ion.

1 Inclure des exemples tels que Fe2+ et Fe3+.

4.1.6 Prédire si un composé binaire présente un caractère ionique à partir de la position des éléments dans le tableau périodique ou à partir des valeurs de leur électronégativité.

3

4.1.7 Exprimer la formule des ions polyatomiques courants formés de non-

1 Les exemples envisagés incluent : , OH–, , , , , .

métaux des deuxième et troisième périodes.

4.1.8 Décrire la structure en réseau des composés ioniques.

2 Les élèves doivent être capables de décrire la structure du chlorure de sodium comme exemple de réseau ionique.

4.2La liaison covalente (6h)

4.2.1 Décrire la liaison covalente comme le résultat de l’attraction électrostatique entre une paire d’électrons et des noyaux de charges positives.

2 Les liaisons simples et les liaisons multiples doivent être envisagées. Les exemples proposés doivent inclure O2, N2, CO2, HCN, C2H4 (éthène) et C2H2 (éthyne).

4.2.2 Décrire de quelle façon la formation d’une liaison covalente résulte d’une mise en commun d’électron(s).

2 L’étude des liaisons covalentes datives est requise. Les exemples envisagés incluent CO, et H3O+.

4.2.3 Déduire les structures de Lewis (représentation des électrons par des points) de molécules et d’ions comportant jusqu’à quatre paires d’électrons sur chaque atome.

3 Une paire d’électrons peut être représentée par des points, des croix, une combinaison de points et de croix ou par un trait. Par exemple, la molécule de chlore peut être représentée sous la forme :

ou ou ou

4.2.4 Exprimer et expliquer la relation entre le nombre de liaisons, leur longueur et leur énergie.

3 La comparaison doit inclure la longueur et l’énergie de liaison de :

deux atomes de carbone unis par une liaison simple, une liaison double et une liaison triple ;

un atome de carbone lié à deux atomes d’oxygène dans le groupe carboxyle d’un acide carboxylique.

4.2.5 Prédire si un composé binaire présente un caractère covalent à partir de la position des éléments dans le tableau périodique ou à partir des valeurs de leur électronégativité.

3

4.2.6 Prédire la polarité relative des liaisons à partir des valeurs de leur électronégativité.

3 Objectif global 7 : des simulations peuvent être utilisées ici.

4.2.7 Prédire la forme et les angles de liaison pour des espèces dont l’atome central porte

3 Les exemples proposés doivent inclure CH4, NH3, H2O, NH4+, H3O+, BF3, C2H4,

SO2, C2H2 et CO2.

quatre, trois et deux centres de charges négatives en utilisant la Théorie de la répulsion des paires d’électrons de valence (modèle RPEV).

4.2.8 Prédire si une molécule est polaire ou non sur la base de sa géométrie et de la polarité de ses liaisons.

3

4.2.9 Décrire et comparer la structure et les liaisons des trois allotropes du carbone (diamant, graphite et fullerène C60).

3

4.2.10 Décrire la structure et les liaisons du silicium et du dioxyde de silicium.

2

4.3Les forces intermoléculaires (2h)

4.3.1 Décrire les types de forces intermoléculaires (attractions entre des molécules qui possèdent des dipôles temporaires, des dipôles permanents ou des liaisons hydrogène) et expliquer comment elles résultent des caractéristiques structurales des molécules.

3 Le terme forces de Van der Waals peut être utilisé pour décrire l’interaction entre les molécules non polaires.

4.3.2 Décrire et expliquer comment les forces intermoléculaires influent sur la température d’ébullition des substances.

3 La présence de liaisons hydrogène peut être illustrée en comparant :

HF et HCl ; H2O et H2S ; NH3 et PH3 ; CH3OCH3 et CH3CH2OH ; CH3CH2CH3, CH3CHO et CH3CH2OH.

4.4La liaison métallique (0h30)

4.4.1 Décrire la liaison métallique sous la forme d’attraction électrostatique entre un réseau d’ions positifs et des électrons délocalisés.

2

4.4.2 Expliquer la conductivité électrique et la malléabilité des métaux.

3 Objectif global 8 : les élèves doivent apprécier l’importance économique de ces propriétés et l’impact que la production à grande échelle du fer et d’autres métaux produit sur le monde.

4.5Les propriétés physiques (2h)

4.5.1 Comparer et expliquer les propriétés de substances présentant différents types de liaisons.

3 Les exemples proposés doivent inclure les températures de fusion et d’ébullition, la conductivité électrique et la solubilité dans les solvants polaires et non polaires.

Thème 5 – L’énergétique (8 heures)

5.1Réactions exothermiques et endothermiques (1h)

5.1.1 Définir les termes réaction exothermique, réaction endothermique et variation d’enthalpie standard de réaction ( ).

1 La variation d’enthalpie standard représente le transfert d’énergie thermique dans les conditions standard de pression 101,3 kPa et de température 298 K. Seule ∆H peut être mesurée, car on ne peut mesurer H à l’état initial et à l’état final du système.

5.1.2 Exprimer que la combustion et la neutralisation sont des processus exothermiques.

1

5.1.3 Appliquer la relation entre la variation de température, la variation d’enthalpie et le fait qu’une réaction soit exothermique ou endothermique.

2

5.1.4 À partir d’un diagramme enthalpique, déduire la stabilité relative des réactifs et des produits, et le signe de la variation d’enthalpie de la réaction correspondante.

3

5.2Calculs de variations d’enthalpie (3h)

5.2.1 Calculer la variation d’énergie thermique lorsque la température d’une substance

2 Les élèves doivent être capables de calculer la variation d’énergie thermique d’une substance étant donné la masse de la substance, sa chaleur massique

pure est modifiée. (chaleur spécifique) et la variation de température à l’aide de l’équation q = mcΔT.

5.2.2 Concevoir des méthodes expérimentales appropriées pour mesurer les variations d’énergie thermique de réactions.

3 Les élèves doivent étudier des réactions en solution aqueuse et des réactions de combustion.

L’utilisation d’une bombe calorimétrique et la calibration de calorimètres ne seront pas évaluées.

Objectif global 7 : des enregistreurs de données et des bases de données peuvent être utilisés ici.

5.2.3 Calculer la variation d’enthalpie d’une réaction en utilisant des données expérimentales relatives aux variations de température, aux quantités de réactifs et à la masse d’eau.

2

5.2.4 Évaluer les résultats d’expériences visant à déterminer des variations d’enthalpie.

3 Les élèves doivent connaître les hypothèses portant sur les pertes de chaleur et les erreurs qui leur sont dues.

TdC : quels critères utilise-t-on pour juger si les écarts entre les valeurs expérimentales et les valeurs théoriques sont dus aux limitations expérimentales ou aux hypothèses théoriques ?

5.3La loi de Hess (2h)

5.3.1 Déterminer la variation d’enthalpie d’une réaction qui représente le bilan de deux ou trois réactions dont les variations d’enthalpie sont connues.

3 Les élèves doivent être capables d’utiliser des cycles enthalpiques et des diagrammes de niveaux enthalpiques simples et de manipuler des équations sans toutefois devoir exprimer la loi de Hess.

5.4L’enthalpie de liaison (2h)

5.4.1 Définir le terme enthalpie moyenne de liaison.

1

5.4.2 Expliquer, en termes d’enthalpies moyennes de liaison, pourquoi certaines réactions sont exothermiques et d’autres

3

endothermiques.

Thème 6 – La cinétique chimique (5 heures)

6.1La vitesse de réaction (2h)

6.1.1 Définir le terme vitesse de réaction. 16.1.2 Décrire des méthodes expérimentales

appropriées pour mesurer des vitesses de réactions.

2 Objectif global 7 : des enregistreurs de données peuvent servir à recueillir des données et à construire des graphiques.

TdC : il faut insister sur la nature empirique du thème. Les résultats expérimentaux peuvent appuyer la théorie, mais ne la prouvent pas.

6.1.3 Analyser des données relatives à des expériences de mesures de vitesses de réaction.

3 Les élèves doivent être familiarisés avec les graphiques de variation de concentration, de volume et de masse en fonction du temps.

6.2La théorie des collisions (3h)

6.2.1 Décrire la théorie cinétique en termes de mouvement de particules dont l’énergie moyenne est proportionnelle à la température en kelvins.

2

6.2.2 Définir le terme énergie d’activation, Ea. 16.2.3 Décrire la théorie des collisions. 2 Les élèves doivent savoir que la vitesse de réaction dépend :

de la fréquence des collisions ; du nombre de particules dont E ≥ Ea de la géométrie ou de l’orientation appropriée des collisions.

6.2.4 Prédire et expliquer, en utilisant la théorie des collisions, l’effet qualitatif de la taille

3 Objectif global 7 : des simulations interactives peuvent servir de démonstrations dans ce cas.

des particules, de la température, de la concentration et de la pression sur la vitesse d’une réaction.

6.2.5 Esquisser et expliquer qualitativement la courbe de distribution de l’énergie de Maxwell-Boltzmann pour une quantité donnée de gaz à différentes températures et ses conséquences sur les variations de la vitesse de réaction.

3 Les élèves doivent être capables d’expliquer pourquoi l’aire sous la courbe est constante et ne varie pas avec la température.

6.2.6 Décrire l’effet de la présence d’un catalyseur sur une réaction chimique.

2

6.2.7 Esquisser et expliquer les courbes de Maxwell-Boltzmann pour des réactions avec et sans catalyseur.

3

Thème 7 – L’équilibre (5 heures)

7.1Équilibre dynamique (1h)

7.1.1 Résumer les caractéristiques de systèmes chimiques et physiques à l’état d’équilibre.

2 Objectif global 7 : des tableurs et des simulations peuvent être utilisés ici.

7.2Position de l’équilibre (4h)

7.2.1 Déduire l’expression de la constante d’équilibre (Kc) à partir de l’équation d’une réaction en milieu homogène.

3 Considérer des gaz, des liquides et des solutions aqueuses.

7.2.2 Déduire l’état d’avancement d’une réaction sur la base de l’ordre de grandeur de la constante d’équilibre.

3 Lorsque Kc >> 1, la réaction peut être considérée comme complète.

Lorsque Kc << 1, la réaction n’a quasiment pas lieu.7.2.3 Appliquer le principe de Le Chatelier pour

prédire les effets qualitatifs de variations de température, de pression et de concentration sur la position de l’équilibre et sur la valeur de la constante d’équilibre.

2 Les élèves ne sont pas tenus d’exprimer le principe de Le Chatelier.

7.2.4 Exprimer et expliquer l’effet d’un catalyseur sur l’état d’équilibre d’une réaction.

3

7.2.5 Appliquer les concepts de la cinétique et de l’équilibre à des processus industriels.

2 Le procédé Haber et le procédé de contact constituent des exemples appropriés.

Thème 8 – Les acides et les bases (6 heures)

8.1Théories des acides et des bases (2h)

8.1.1 Définir les acides et les bases selon les théories de Brønsted-Lowry et de Lewis.

1 TdC : discuter de la valeur que présente l’utilisation de différentes théories pour expliquer le même phénomène. Quelle est la relation entre profondeur et simplicité ?

8.1.2 Déduire si une espèce peut ou non se comporter comme un acide ou une base de Brønsted-Lowry et/ou de Lewis.

3

8.1.3 Déduire la formule de l’acide (de la base) conjugué(e) de toute base (ou acide) de Brønsted-Lowry.

3 Les élèves doivent indiquer clairement la position du proton transféré, par exemple la notation CH3COOH/CH3COO− est préférable à C2H4O2/C2H3O2

−.

8.2Les propriétés des acides et des bases (1h)

8.2.1 Résumer les propriétés caractéristiques des acides et des bases en solution aqueuse.

2 Les bases qui ne sont pas hydroxylées, telles que l’ammoniac, les carbonates solubles et les hydrogénocarbonates, doivent être envisagées.

Les alcalis sont des bases solubles dans l’eau.

Les élèves doivent envisager les effets sur les indicateurs, les réactions des acides avec les bases, les métaux et les carbonates.

8.3Acides forts et acides faibles, bases fortes et bases faibles (2h)

8.3.1 Distinguer acides forts et acides faibles, bases fortes et bases faibles en termes

2 Objectif global 8 : bien que les solutions faiblement acides ne présentent généralement pas de danger immédiat, elles n’en causent pas moins des

d’importance de la dissociation, de réaction avec l’eau et de conductivité.

dommages à long terme. Les élèves peuvent envisager les effets des précipitations acides sur les édifices en pierre calcaire et sur les êtres vivants.

8.3.2 Exprimer si un acide/une base donné(e) est fort(e) ou faible.

1 Les élèves doivent connaître l’acide chlorhydrique, l’acide nitrique et l’acide sulfurique comme exemples d’acides forts, ainsi que les acides carboxyliques et l’acide carbonique (dioxyde de carbone aqueux) comme acides faibles.

Les élèves doivent connaître tous les hydroxydes des éléments du groupe 1 et l’hydroxyde de baryum comme bases fortes, ainsi que l’ammoniac et les amines comme bases faibles.

8.3.3 Distinguer acides et bases forts ou faibles, et déterminer les forces relatives des acides et des bases, en utilisant des données expérimentales.

2

8.4L’échelle de pH (1h)

8.4.1 À l’aide de l’échelle de pH, distinguer des solutions aqueuses acides, basiques ou neutres.

2

8.4.2 Parmi diverses solutions aqueuses, identifier la solution la plus acide ou la plus basique sur la base de leur valeur de pH respective.

2 Les élèves doivent être familiarisés avec l’utilisation d’un pH-mètre et d’un indicateur universel.

8.4.3 Exprimer que chaque variation d’une unité de pH représente une variation d’un facteur dix de la concentration en ion hydrogène [H+(aq)].

1 Relier les valeurs entières du pH à [H+(aq)] exprimée en puissances de 10.

Le calcul du pH à partir de [H+(aq)] n’est pas requis.

TdC : la distinction entre échelles artificielle et naturelle peut être discutée.8.4.4 Déduire les variations de [H+(aq)] lorsque

le pH d’une solution varie de plus d’une unité de pH.

3 Objectif global 8 : une étude des effets de petites variations de pH dans des environnements naturels peut être envisagée.

Thème 9 – L’oxydoréduction (7 heures)

Objectif global 8 : la révolution industrielle a été la conséquence de la production massive du fer par un procédé de réduction. Cependant, le fer retourne spontanément à sa forme oxydée. Quel prix continuons-nous à payer en termes d’énergie et de déchets pour choisir un métal si facilement sujet à l’oxydation, et pourquoi l’avoir choisi ?

9.1Introduction à l’oxydation et à la réduction (2h)

9.1.1 Définir oxydation et réduction en termes de perte ou de gain d’électrons.

1

9.1.2 Déduire le nombre d’oxydation d’un élément dans un composé.

3 Les nombres d’oxydation doivent être notés sous la forme d’un signe (+ ou –) suivi d’un chiffre. Par exemple, +7 pour Mn dans KMnO4.

TdC : les nombres d’oxydation sont-ils « réels » ?9.1.3 Exprimer les noms des composés en

utilisant les nombres d’oxydation.1 Dans la nomenclature des composés, les nombres d’oxydation sont représentés

par des chiffres romains, par exemple, oxyde de fer(II), oxyde de fer(III).

TdC : la chimie a développé un langage systématique qui a rendu désuets les anciens noms. Qu’est-ce qui a été perdu et gagné dans ce processus ?

9.1.4 À l’aide des nombres d’oxydation, déduire si un élément est oxydé ou réduit au cours d’une réaction.

3

9.2Les équations redox (1h)

9.2.1 Déduire des demi-équations simples d’oxydation et de réduction étant donné les espèces participant à une réaction redox.

3

9.2.2 Déduire des équations redox à l’aide de demi-équations.

3 H+ et H2O interviendront, le cas échéant, pour équilibrer (pondérer) les demi-équations en solution acide. La pondération des équations des réactions en solution alcaline ne sera pas évaluée.

9.2.3 Définir les termes agent oxydant et agent réducteur.

1

9.2.4 Identifier les agents oxydants et les agents réducteurs dans des équations redox.

2

9.3La réactivité (1h)

9.3.1 Déduire une série de réactivité à partir du comportement d’un groupe d’agents oxydants et d’agents réducteurs.

3 Les exemples envisagés incluent les réactions de déplacement des métaux et des halogènes. Les potentiels standard d’électrode ne seront pas évalués.

9.3.2 À partir d’une série de réactivité donnée, déduire la faisabilité d’une réaction redox.

3 Les élèves n’ont pas à se rappeler une série de réactivité spécifique.

9.4Les piles voltaïques (1h)

9.4.1 Expliquer la manière dont une réaction redox sert à produire de l’électricité dans une pile voltaïque.

3 Un schéma doit être inclus pour montrer comment deux demi-piles peuvent être reliées par un pont salin. Des exemples de demi-piles sont fournis par Mg, Zn, Fe et Cu, en contact avec une solution de leurs ions respectifs.

9.4.2 Exprimer que l’oxydation se produit à l’électrode négative (anode) et la réduction, à l’électrode positive (cathode).

1

9.5Les cellules d’électrolyse (2h)

9.5.1 Décrire, à l’aide d’un schéma, les composantes essentielles d’une cellule d’électrolyse.

2 Le schéma doit inclure la source de courant électrique et les conducteurs, les électrodes positive et négative et l’électrolyte.

9.5.2 Exprimer que l’oxydation se produit à l’électrode négative (anode) et la réduction, à l’électrode positive (cathode).

1

9.5.3 Décrire la circulation du courant dans une cellule d’électrolyse.

2

9.5.4 Déduire les produits de l’électrolyse d’un sel fondu.

3 Les demi-équations qui montrent la formation des produits à chaque électrode seront évaluées.

Objectif global 8 : ce processus (qui a nécessité la découverte de l’électricité) a permis d’obtenir des métaux réactifs, tels que l’aluminium, à partir de leurs minerais. Par la suite, cela a permis à l’ingénierie et à la technologie d’effectuer des progrès qui ont amélioré notre qualité de vie. Contrairement au fer, l’aluminium n’est pas susceptible de se corroder et c’est un matériau qui remplace le fer dans bon nombre de ses applications.

Thème 10 – Chimie organique (12 heures)

Dimension internationale, objectif global 8 : à notre époque, nous commençons à constater les conséquences de l’utilisation des combustibles fossiles comme principale source d’énergie. Il existe une vaste gamme de produits dérivés des combustibles fossiles issus de la prolifique chimie du carbone. Cela soulève la question : « leur valeur est-elle trop grande pour qu’ils soient brûlés » ?

10.1Introduction (4h)

10.1.1 Décrire les caractéristiques d’une série homologue

2 Inclure les caractéristiques suivantes : même formule générale, la série des composés ne différant que par CH2, la similitude des propriétés chimiques et la gradation des propriétés physiques.

10.1.2 Prédire et expliquer l’évolution des températures d’ébullition au sein d’une série homologue.

3

10.1.3 Distinguer formule empirique, formule moléculaire et formule structurale.

2 Une formule structurale est celle qui montre sans ambiguïté l’arrangement des atomes dans la molécule.

Une formule structurale complète (parfois appelée formule développée) illustre chaque atome et chaque liaison. Par exemple, pour l’hexane, la formule développée s’écrira :

Une formule structurale condensée peut omettre les liaisons entre les atomes et peut montrer les groupes identiques regroupés à l’intérieur de parenthèses. Par exemple dans le cas de l’hexane :

CH3CH2CH2CH2CH2CH3 ou CH3(CH2)4CH3.

Dans les formules structurales condensées, on peut utiliser la lettre R pour

représenter un groupe alkyle et pour représenter le cycle du benzène.

Bien que des formules stylisées soient utilisées pour représenter des structures plus complexes dans le Recueil de données de chimie, ces formules ne seront pas acceptées dans les réponses aux examens.

TdC : l’utilisation de différentes formules illustre la valeur de différents modèles plus ou moins détaillés.

10.1.4 Décrire les isomères structuraux comme des composés de même formule moléculaire, mais dont l’arrangement des atomes est différent.

2 La distinction entre différents types d’isomérie structurale, tels que l’isomérie de chaîne, l’isomérie de position et l’isomérie de fonction n’est pas nécessaire. La connaissance de la stéréoisomérie n’est pas requise dans le tronc commun.

10.1.5 Déduire les formules structurales d’isomères d’alcanes non cycliques jusqu’en C6.

3 Inclure les alcanes à chaîne linéaire et à chaîne ramifiée.

10.1.6 Appliquer les règles de l’UICPA pour nommer les isomères des alcanes non cycliques jusqu’en C6.

2 TdC : on peut discuter des règles de nomenclature comme exemple de l’utilisation du langage de la chimie pouvant servir d’outil de classification et de distinction entre différentes structures.

10.1.7 Déduire les formules structurales d’isomères d’alcènes à chaîne linéaire jusqu’en C6.

3

10.1.8 Appliquer les règles de l’UICPA pour nommer les isomères des alcènes à chaîne linéaire jusqu’en C6.

2 La distinction entre les isomères cis et trans n’est pas requise.

10.1.9 Déduire les formules structurales des composés comptant jusqu’à six atomes de carbone et qui renferment l’un des groupements fonctionnels suivants : alcool, aldéhyde, cétone, acide carboxylique et halogénure.

3 Dans les formules structurales condensées, on peut utiliser OH, CHO, CO, COOH et F/Cl/Br/I.

10.1.10

Appliquer les règles de l’UICPA pour nommer les composés comptant jusqu’à six atomes de carbone et qui renferment l’un des groupements fonctionnels suivants : alcool, aldéhyde, cétone, acide carboxylique et halogénure.

2

10.1.1 Identifier les groupements fonctionnels 2

1 suivants lorsqu’ils sont présents dans les formules structurales : amine (NH2), cycle benzénique ( ) et esters (RCOOR).

10.1.12

Identifier les atomes de carbone primaire, secondaire et tertiaire dans les alcools et les halogénoalcanes.

2 Les termes primaire, secondaire et tertiaire peuvent également être appliqués aux molécules contenant ces atomes de carbone.

10.1.13

Discuter de la volatilité et de la solubilité dans l’eau de composés renfermant les groupements fonctionnels énumérés dans l’énoncé 10.1.9.

3

10.2Les alcanes (2h)

10.2.1 Expliquer la faible réactivité des alcanes sur la base des enthalpies de liaison et de la polarité de liaison.

3

10.2.2 Décrire, à l’aide d’équations, la combustion complète et la combustion incomplète des alcanes.

2

10.2.3 Décrire, à l’aide d’équations, les réactions du méthane et de l’éthane avec le chlore et le brome.

2

10.2.4 Décrire les réactions du méthane et de l’éthane avec le chlore et le brome en termes de mécanisme radicalaire.

3 Référence doit être faite à la rupture homolytique et aux étapes d’initiation, de propagation et de terminaison de la réaction.

L’utilisation de la demi-flèche pour représenter le mouvement d’un seul électron n’est pas requise. Les formules des radicaux libres doivent inclure le symbole du radical, par exemple, .

10.3Les alcènes (2h)

10.3.1 Décrire, à l’aide d’équations, les réactions des alcènes avec l’hydrogène et les halogènes.

2

10.3.2 Décrire, à l’aide d’équations, les réactions des alcènes symétriques avec les

2

halogénures d’hydrogène et l’eau.10.3.3 Distinguer les alcanes des alcènes à l’aide

de l’eau de brome.2

10.3.4 Résumer la polymérisation des alcènes. 2 Les réactions de formation du polyéthylène (polyéthène), du polychloroéthylène (polychloroéthène) et du polypropylène (polypropène) doivent servir d’exemples.

Inclure l’identification de l’unité structurale répétitive, par exemple, pour le polyéthylène (polyéthène).

10.3.5 Résumer l’importance économique des réactions des alcènes.

2 Objectif global 8 : inclure l’hydrogénation des huiles végétales pour produire de la margarine, l’hydratation de l’éthène dans la fabrication de l’éthanol et la polymérisation dans la fabrication des plastiques.

10.4Les alcools (1h)

10.4.1 Décrire, à l’aide d’équations, la combustion complète des alcools.

2

10.4.2 Décrire, à l’aide d’équations, les réactions d’oxydation des alcools.

2 Une solution acide de dichromate(VI) de potassium est un agent oxydant approprié.

Les équations peuvent être pondérées en utilisant le symbole [O] pour représenter l’oxygène fourni par l’agent oxydant.

Inclure les différentes conditions nécessaires pour obtenir de bons rendements de divers produits, c’est-à-dire, un aldéhyde en éliminant par distillation le produit à mesure qu’il se forme, un acide carboxylique en chauffant à reflux.

10.4.3 Déterminer les produits formés par l’oxydation d’alcools primaires et secondaires.

3 Considérer que les alcools tertiaires ne sont pas oxydés par le dichromate(VI) de potassium.

10.5Les halogénoalcanes (2h)

10.5.1 Décrire, à l’aide d’équations, les réactions de substitution des halogénoalcanes avec l’hydroxyde de sodium.

2 Objectif global 7 : il existe des simulations pour cette réaction.

10.5.2 Expliquer les réactions de substitution des 3 Référence doit être faite à la rupture hétérolytique.

halogénoalcanes avec l’hydroxyde de sodium en termes de mécanismes SN1 et SN2. Des flèches courbes doivent être utilisées pour représenter le mouvement des

paires électroniques.

Le mécanisme prédominant pour les halogénoalcanes tertiaires est du type SN1, et du type SN2 pour les halogénoalcanes primaires. Les deux mécanismes s’observent pour les halogénoalcanes secondaires.

10.6Les mécanismes réactionnels (1h)

10.6.1 Déduire les mécanismes réactionnels à partir des matières premières et du produit.

3 Les conversions impliquant plus de deux étapes ne seront pas évaluées.

Les réactifs, les conditions et les équations doivent être inclus.

Par exemple, la conversion du but-2-ène en butanone peut s’effectuer en deux étapes : le but-2-ène peut être chauffé par la vapeur en présence d’un catalyseur pour former le butan-2-ol, qui, par la suite, peut être oxydé par chauffage dans une solution acide de dichromate(VI) de potassium pour former le butanone.

Le diagramme ci-dessous résume les types de composés et de réactions présentés dans ce thème :

Thème 11 – Mesures et traitement des données (2 heures)

11.1Incertitude et erreur dans la mesure (1h)

11.1.1 Décrire les incertitudes aléatoires et les erreurs systématiques et en donner des exemples.

2

11.1.2 Distinguer précision et exactitude. 2 Une mesure peut très bien avoir une grande précision et pourtant être inexacte (par exemple, la lecture du haut d’un ménisque dans une pipette ou un cylindre gradué).

11.1.3 Décrire comment il est possible de réduire les effets des incertitudes aléatoires.

2 Les élèves doivent savoir que les incertitudes aléatoires, contrairement aux erreurs systématiques, sont réduites en répétant les lectures.

11.1.4 Exprimer une incertitude aléatoire comme une plage d’incertitude (±).

1

11.1.5 Exprimer les résultats de calculs avec le nombre approprié de chiffres significatifs.

1 Le nombre de chiffres significatifs dans une réponse doit refléter le nombre de chiffres significatifs dans la donnée.

11.2Incertitudes dans les résultats calculés (0h30)

11.2.1 Exprimer les incertitudes sous la forme d’incertitudes absolues et d’incertitudes relatives. L’incertitude relative s’exprime en pourcentage.

1

11.2.2 Déterminer les incertitudes dans les résultats.

3 Il suffit d’envisager cet aspect de manière simple. Pour l’addition et la soustraction, les incertitudes absolues peuvent être additionnées. Pour la multiplication, la division et l’élévation à une puissance, les incertitudes relatives peuvent être additionnées. Si une incertitude est beaucoup plus grande que les autres, l’incertitude approximative dans le résultat calculé peut être considérée comme due à cette quantité seulement.

11.3Techniques graphiques (0h30)

TdC : pourquoi les graphiques sont-ils utiles pour fournir des interprétations significatives de la réalité ?

11.3.1 Esquisser des graphiques pour représenter les dépendances et interpréter l’allure d’un graphique.

3 Les élèves doivent être capables de donner une interprétation physique qualitative d’un graphique particulier : par exemple, les variables sont directement proportionnelles ou inversement proportionnelles.

11.3.2 Construire des graphiques à partir de données expérimentales.

3 Cela implique le choix des axes et de l’échelle, et le tracé des points.

11.3.3 Représenter des lignes d’ajustement optimal aux points de données sur un graphique.

1 Il peut s’agir de courbes ou de droites.

11.3.4 Déterminer les valeurs de grandeurs physiques à partir de graphiques.

3 Inclure la mesure et l’interprétation de la pente (du gradient), ainsi que l’expression des unités pour ces grandeurs.

Thème 12 – La structure atomique (3 heures)

12.1La configuration électronique des atomes (3h)

12.1.1 Expliquer de quelle manière les données relatives aux énergies de première ionisation le long des périodes apportent la preuve de l’existence des niveaux principaux et des sous-niveaux d’énergie dans les atomes.

3 TdC : quelles méthodes de connaissance utilise-t-on pour interpréter une preuve indirecte ? Est-ce que nous croyons à leur existence ou en avons-nous la connaissance ?

12.1.2 Expliquer de quelle manière les données d’énergie d’ionisation successives sont en relation avec la configuration électronique d’un atome.

3 Objectif global 7 : des tableurs, des bases de données et des logiciels de modélisation peuvent être utilisés ici.

12.1.3 Exprimer les énergies relatives des orbitales s, p, d et f dans un seul niveau d’énergie donné.

1 Objectif global 7 : des simulations peuvent être utilisées ici.

12.1.4 Exprimer le nombre maximal d’orbitales dans un niveau d’énergie donné.

1

12.1.5 Représenter la forme d’une orbitale s et celle des orbitales px, py et pz.

1 TdC : la défaillance des concepts classiques de position et de quantité de mouvement constitue un autre exemple des limitations de l’expérience quotidienne. Le besoin d’une représentation probabilistique à l’échelle atomique montre que la connaissance humaine est, en fin de compte, limitée.

12.1.6 Appliquer le principe de l’Aufbau, la règle de Hund et le principe d’exclusion de Pauli pour écrire les configurations électroniques des atomes et des ions jusqu’à Z = 54.

2 Pour Z = 23, la configuration électronique complète est 1s22s22p63s23p64s23d3 et la configuration électronique abrégée est [Ar]4s23d3 ou [Ar]3d34s2. Les exceptions à ce principe doivent être connues pour le chrome et le cuivre. Les élèves doivent être familiarisés avec la représentation du spin de l’électron dans une orbitale par une flèche dans un carré.

Thème 13 – La périodicité (4 heures)

13.1Les tendances dans la troisième période (2h)

13.1.1 Expliquer l’état physique (aux conditions standard) et la conductivité électrique (à l’état fondu) des chlorures et des oxydes des éléments de la troisième période en fonction de leurs liaisons et de leur structure.

3 Inclure les oxydes et les chlorures suivants :

Oxydes : Na2O, MgO, Al2O3, SiO2, P4O6 et P4O10, SO2 et SO3, Cl2O et Cl2O7 ;

Chlorures : NaCl, MgCl2, Al2Cl6, SiCl4, PCl3 et PCl5, et Cl2.

13.1.2 Décrire les réactions avec l’eau du chlore et des chlorures mentionnés à l’énoncé 13.1.1.

2

13.2Première rangée d’éléments du bloc d (2h)

13.2.1 Énumérer les propriétés caractéristiques des éléments de transition.

1 Les exemples proposés doivent inclure : états d’oxydation variables, formations d’ions complexes, existence de composés colorés et propriétés catalytiques.

13.2.2 Expliquer pourquoi Sc et Zn ne sont pas considérés comme des éléments de transition.

3

13.2.3 Expliquer l’existence d’états d’oxydation variables des ions des éléments de transitions.

3 Les élèves doivent savoir que tous les éléments de transition peuvent présenter l’état d’oxydation +2. En outre, ils doivent être familiarisés avec les états d’oxydation des éléments suivants : Cr (+3, +6), Mn (+4, +7), Fe (+3) et Cu (+1).

13.2.4 Définir le terme ligand. 113.2.5 Décrire et expliquer la formation de

complexes d’éléments du bloc d.3 Inclure [Fe(H2O)6]3+, [Fe(CN)6]3–, [CuCl4]2– et [Ag(NH3)2]+. Seuls les ligands monodentates

seront envisagés.13.2.6 Expliquer pourquoi certains complexes des

éléments du bloc d sont colorés.3 Les élèves doivent seulement savoir que les sous-niveaux des orbitales d sont

scindés en deux ensembles d’orbitales d’énergies différentes et que les transitions qui interviennent entre elles sont responsables de la couleur des complexes.

13.2.7 Exprimer des exemples d’action catalytique des éléments de transition et de leurs composés.

1 Les exemples proposés doivent inclure :

MnO2 dans la décomposition du peroxyde d’hydrogène ; V2O5 dans le procédé de contact ; Fe dans le procédé Haber et dans l’hème ; Ni dans la conversion des alcènes en alcanes ;

Co dans la vitamine B12 ; Pd et Pt dans les convertisseurs catalytiques.

Les mécanismes d’action ne seront pas évalués.13.2.8 Résumer l’importance économique des

catalyseurs dans le procédé de contact et le procédé Haber.

2 Objectif global 8

Thème 14 – La liaison chimique (5 heures)

14.1Formes des molécules et des ions (1h)

14.1.1 Prédire la forme et les angles de liaison pour des espèces renfermant des centres de cinq et six charges négatives sur la base de la Théorie de la répulsion des paires d’électrons de valence (modèle RPEV).

3 Les exemples proposés doivent inclure PCl5, SF6, XeF4 et PF6–.

Objectif global 7 : il existe des simulations interactives pour illustrer ce modèle.

14.2L’hybridation (2h)

14.2.1 Décrire les liaisons σ et π. 2 Inclure les notions suivantes :

les liaisons σ, résultant du recouvrement axial d’orbitales ; les liaisons π résultent du recouvrement latéral des orbitales p parallèles ; la formation d’une liaison double comportant une liaison σ et une liaison

π ; la formation d’une liaison triple comportant une liaison σ et deux liaisons

π.

14.2.2 Expliquer l’hybridation en termes de fusion d’orbitales atomiques pour former de nouvelles orbitales qui participeront à la liaison.

Les élèves doivent connaître l’hybridation sp, sp2 et sp3, ainsi que la forme et l’orientation de ces orbitales hybrides.

TdC : l’hybridation est-elle un processus réel ou bien un système mathématique ?14.2.3 Identifier et expliquer les relations entre la

structure de Lewis, la géométrie 3 Les élèves doivent envisager des exemples tirés de la chimie inorganique et de la

chimie organique.

moléculaire et le type d’hybridation (sp, sp2 et sp3).

14.3La délocalisation des électrons π (2h)

14.3.1 Décrire la délocalisation des électrons π et expliquer comment elle permet de rendre compte de la structure de certaines substances.

3 Les exemples proposés doivent inclure NO3–, NO2–, , O3, RCOO– et le benzène.

TdC : Kekulé prétendait que l’inspiration pour la structure cyclique du benzène lui était venue dans un rêve. Quel rôle les modes de la connaissance moins rationnels jouent-ils dans l’acquisition de la connaissance scientifique ? Qu’est-ce qui distingue une hypothèse scientifique d’une hypothèse non scientifique : son origine ou la manière dont elle est vérifiée ?

Thème 15 – L’énergétique (8 heures)

15.1Variation d’enthalpie standard de réaction (1h30)

15.1.1 Définir et appliquer les termes état standard, variation d’enthalpie standard de formation ( ) et variation d’enthalpie standard de combustion ( ).

2

15.1.2 Déterminer la variation d’enthalpie d’une réaction en recourant aux variations d’enthalpie standard de formation et de combustion.

3

15.2Le cycle de Born-Haber (2h30)

15.2.1 Définir et appliquer les termes enthalpie de réseau et affinité électronique.

2

15.2.2 Expliquer comment la taille relative et la 3 La valeur relative de l’enthalpie de réseau théorique augmente lorsque la charge

charge des ions influent sur l’enthalpie de réseau de différents composés ioniques.

ionique augmente et lorsque le rayon ionique diminue, en raison de l’augmentation des forces attractives.

15.2.3 Construire un cycle de Born-Haber pour les oxydes et les chlorures des groupes 1 et 2, et l’utiliser pour calculer une variation d’enthalpie.

3

15.2.4 Discuter de la différence entre les valeurs théoriques et expérimentales relatives à l’enthalpie de réseau des composés ioniques en termes de leur caractère covalent.

3 Un écart significatif entre les deux valeurs traduit un caractère covalent.

15.3L’entropie (1h30)

15.3.1 Exprimer et expliquer les facteurs qui augmentent l’entropie d’un système.

3

15.3.2 Prédire si la variation d’entropie (ΔS) pour une réaction ou un processus donnés est positive ou négative.

3

15.3.3 Calculer la variation d’entropie standard pour une réaction ( ) à partir des valeurs d’entropie absolue ( ).

2

15.4La spontanéité d’une réaction (2h30)

15.4.1 Prédire si une réaction ou un processus sera spontané à partir du signe de .

3

15.4.2 Calculer la variation d’une réaction en utilisant l’équation

et à partir des valeurs numériques des variations d’énergie libre standard de formation .

2

15.4.3 Prédire l’influence d’une variation de température sur la spontanéité d’une

3

réaction, en utilisant l’entropie standard et les variations d’enthalpie et l’équation

.

Thème 16 – La cinétique chimique (6 heures)

16.1Expression de la vitesse (3h)

16.1.1 Distinguer les termes constante de vitesse, ordre global de réaction et ordre de réaction par rapport à un réactif particulier.

2

16.1.2 Déduire l’expression de vitesse pour une réaction à partir de données expérimentales.

3 Objectif global 7 : des expériences virtuelles peuvent être utilisées ici.

16.1.3 Résoudre des problèmes qui font intervenir l’expression de vitesse.

3

16.1.4 Esquisser, identifier et analyser les graphiques pour des réactions d’ordre zéro, d’ordre un et d’ordre deux.

3 Les élèves doivent être familiarisés avec les graphiques de variation de concentration en fonction du temps et de vitesse en fonction de la concentration.

16.2Mécanisme réactionnel (1h)

16.2.1 Expliquer que les réactions peuvent se produire en plus d’une étape et que l’étape la plus lente détermine la vitesse de la réaction (étape déterminante de la vitesse).

3

16.2.2 Décrire la relation entre le mécanisme de réaction, l’ordre de réaction et l’étape déterminante de la vitesse.

2 Seuls les exemples portant sur les réactions se produisant en une ou deux étapes dont le mécanisme est connu seront évalués.

TdC : seule la concordance entre l’équation de vitesse et un mécanisme suggéré fournit une preuve supportant un mécanisme de réaction. La divergence infirme le mécanisme.

16.3L’énergie d’activation (2h)

16.3.1 Décrire qualitativement la relation entre la constante de vitesse (k) et la température (T).

2

16.3.2 Déterminer les valeurs de l’énergie d’activation (Ea) à partir de l’équation d’Arrhenius par une méthode graphique.

3 L’équation d’Arrhenius et sa forme logarithmique se trouvent dans le Recueil de données de chimie. L’utilisation de systèmes d’équations ne sera pas évaluée.

Thème 17 – L’équilibre (4 heures)

17.1L’équilibre liquide-vapeur (2h)

17.1.1 Décrire l’équilibre qui s’établit entre un liquide et sa propre vapeur et de quelle manière il est influencé par les variations de température.

2

17.1.2 Esquisser les graphiques illustrant la relation entre la pression de vapeur et la température et expliquer cette relation sur la base de la théorie cinétique.

3

17.1.3 Exprimer et expliquer la relation entre l’enthalpie de vaporisation, la température d’ébullition et les forces intermoléculaires.

3

17.2La loi de l’équilibre (2h)

17.2.1 Résoudre des problèmes d’équilibre homogène en utilisant l’expression de Kc.

3 L’utilisation d’équations quadratiques ne sera pas évaluée.

Thème 18 – Les acides et les bases (10 heures)

18.1Calculs relatifs aux acides et aux bases (4h)

18.1.1 Exprimer la constante d’autoprotolyse (produit ionique) de l’eau, (Ke) ou (Kw).

1

18.1.2 Étant donné les valeurs de Ke correspondant à différentes températures, déduire [H+(aq)] et [OH–(aq)] pour l’eau à ces mêmes températures.

3

18.1.3 Résoudre des problèmes qui font intervenir [H+(aq)], [OH–(aq)], pH et pOH.

3

18.1.4 Exprimer l’équation de la réaction de tout acide faible ou base faible avec l’eau et en déduire les expressions de Ka et de Kb.

1 Seuls les exemples qui font intervenir le transfert d’un seul proton seront évalués.

18.1.5 Résoudre des problèmes qui font intervenir des solutions d’acides et de bases faibles en utilisant les expressions :

Ka × Kb = Ke

pKa + pKb = pKe

pH + pOH = pKe.

3 Les élèves doivent préciser les approximations faites dans les calculs relatifs à l’équilibre.

L’utilisation d’équations quadratiques ne sera pas évaluée.

18.1.6 Identifier la force relative d’acides et de bases à partir de leurs valeurs de Ka, Kb, pKa et pKb.

2

18.2Les solutions tampons (2h)

18.2.1 Décrire la composition d’une solution tampon et expliquer son action.

3

18.2.2 Résoudre des problèmes qui font intervenir la composition et le pH d’un tampon déterminé.

3 Seuls les exemples qui font intervenir le transfert d’un seul proton seront évalués. Les exemples proposés doivent inclure les solutions ammoniac/chlorure d’ammonium et acide éthanoïque/éthanoate de sodium.

Les élèves doivent préciser les approximations faites dans les calculs relatifs à l’équilibre. L’utilisation d’équations quadratiques ne sera pas évaluée.

Objectif global 7 : des expériences virtuelles peuvent servir de démonstrations dans ce cas.

18.3L’hydrolyse des sels (1h)

18.3.1 Déduire si des sels dissous conduisent à l’apparition d’une solution aqueuse acide, basique ou neutre.

3 Les exemples proposés doivent inclure les quatre types de sels obtenus par combinaison d’un acide fort ou faible avec une base forte ou faible. L’influence de la densité de charges des cations des groupes 1, 2 et 3 et des éléments du bloc d devrait également être envisagée. Par exemple :

18.4Les titrages acide-base (2h)

18.4.1 Esquisser l’allure générale des graphiques représentant l’évolution du pH en fonction du volume dans le cas de titrages impliquant des acides et des bases fort(e)s et faibles et expliquer leurs caractéristiques importantes.

3 Seuls les exemples qui font intervenir le transfert d’un seul proton seront évalués. Les caractéristiques importantes sont :

l’interception avec l’axe du pH ; le point d’équivalence ; la zone tampon ; les points où pKa = pH ou pKb = pOH.

Objectif global 7 : l’acquisition de données, des bases de données, des tableurs et des simulations sont tous possibles ici.

18.5Les indicateurs colorés (1h)

18.5.1 Décrire qualitativement le fonctionnement d’un indicateur acide-base.

2 Se référer à une réaction du type

18.5.2 Exprimer et expliquer de quelle manière la zone de pH correspondant au virage d’un indicateur est en rapport avec la valeur de son pKa.

3

18.5.3 Identifier l’indicateur approprié à un 2 Des exemples d’indicateurs sont présentés dans le Recueil de données de chimie.

titrage étant donné le point d’équivalence du titrage et la zone de pH de l’indicateur.

Thème 19 – L’oxydoréduction (5 heures)

19.1Les potentiels standard d’électrode (3h)

19.1.1 Décrire l’électrode standard à hydrogène. 219.1.2 Définir le terme potentiel standard

d’électrode ( ).1

19.1.3 Calculer la force électromotrice d’une pile à partir des potentiels standard d’électrode.

2

19.1.4 À l’aide des valeurs des potentiels standard d’électrode, prédire si une réaction est spontanée.

3

19.2L’électrolyse (2h)

19.2.1 Prédire et expliquer la nature des produits formés au cours de l’électrolyse de solutions aqueuses.

3 Les explications doivent faire intervenir les valeurs de , la nature de l’électrode et la concentration de l’électrolyte. Parmi les exemples, on inclura l’eau, le chlorure de sodium en solution aqueuse et le sulfate de cuivre(II) en solution aqueuse.

Objectif global 7 : des expériences virtuelles peuvent servir de démonstrations dans ce cas.

19.2.2 Déterminer les quantités relatives de produits formés au cours de l’électrolyse.

3 Les facteurs à considérer sont la charge de l’ion, l’intensité du courant et la durée de l’électrolyse.

19.2.3 Décrire l’utilisation de l’électrolyse dans la galvanoplastie.

2 Objectif global 8

Thème 20 – Chimie organique (10 heures)

20.1Introduction (1h)

20.1.1 Déduire les formules structurales des composés comptant jusqu’à six atomes de carbone et qui renferment l’un des groupements fonctionnels suivants : amine, amide, ester et nitrile.

3 Dans les formules structurales condensées, on peut utiliser NH2, CONH2, –COOC– et CN pour ces groupements.

20.1.2 Appliquer les règles de l’UICPA pour nommer les composés comptant jusqu’à six atomes de carbone et qui renferment l’un des groupements fonctionnels suivants : amine, amide, ester et nitrile.

2

20.2Les réactions de substitution nucléophile (2h)

20.2.1 Expliquer pourquoi l’ion hydroxyde est un meilleur nucléophile que l’eau.

3

20.2.2 Décrire et expliquer comment la vitesse de la substitution nucléophile des halogénoalcanes par l’ion hydroxyde dépend de la nature de l’halogène.

3

20.2.3 Décrire et expliquer comment la vitesse de la substitution nucléophile des halogénoalcanes par l’ion hydroxyde dépend du caractère primaire, secondaire ou tertiaire de l’halogénoalcane.

3

20.2.4 Décrire, à l’aide d’équations, les réactions de substitution des halogénoalcanes avec l’ammoniac et le cyanure de potassium.

2

20.2.5 Expliquer les réactions des halogénoalcanes avec l’ammoniac et le cyanure de potassium en termes de mécanisme SN2.

3

20.2.6 Décrire, à l’aide d’équations, la réduction 2

des nitriles par l’hydrogène en présence d’un catalyseur au nickel.

20.3Les réactions d’élimination (1h)

20.3.1 Décrire, à l’aide d’équations, l’élimination de HBr chez les bromoalcanes.

2

20.3.2 Décrire et expliquer le mécanisme de l’élimination de HBr chez les bromoalcanes.

3

20.4Les réactions de condensation (2h)

20.4.1 Décrire, à l’aide d’équations, les réactions des alcools avec les acides carboxyliques pour former des esters et exprimer les utilisations des esters.

2 Les mécanismes ne seront pas évalués.

20.4.2 Décrire, à l’aide d’équations, les réactions des amines avec les acides carboxyliques.

2 Les mécanismes ne seront pas évalués.

20.4.3 Déduire les structures des polymères formés par réaction des alcools avec les acides carboxyliques.

3 Mettre l’accent sur la nécessité de la présence de deux groupements fonctionnels sur chaque monomère.

Inclure le polyester formé à partir de l’éthane-1,2-diol et de l’acide benzène-1,4-dicarboxylique.

Inclure l’identification de l’unité structurale répétitive.20.4.4 Déduire les structures des polymères

formés par réaction des amines avec les acides carboxyliques.

3 Mettre l’accent sur la nécessité de la présence de deux groupements fonctionnels sur chaque monomère.

Inclure le polyamide formé à partir du 1,6-diaminohexane et de l’acide hexanedioïque.

Inclure l’identification de l’unité structurale répétitive.20.4.5 Résumer l’importance économique des

réactions de condensation.2 Objectif global 8

20.5Les mécanismes réactionnels (1h)

20.5.1 Déduire les mécanismes réactionnels à partir des matières premières et du produit.

3 Les conversions impliquant plus de deux étapes ne seront pas évaluées.

Les réactifs, les conditions et les équations doivent être inclus.

Par exemple, la conversion du 1-bromopropane en 1-aminobutane (1-butylamine) peut s’effectuer en deux étapes : le 1-bromopropane peut réagir avec le cyanure de potassium pour former le 1-cyanopropane (propanenitrile) qui peut être réduit par chauffage avec l’hydrogène en présence de nickel comme catalyseur.

20.6La stéréoisomérie (3h)

20.6.1 Décrire les stéréoisomères comme des composés de même formule structurale, mais dont l’arrangement des atomes dans l’espace est différent.

2

20.6.2 Décrire et expliquer l’isomérie géométrique dans les alcènes non cycliques.

3 Inclure les préfixes cis- et trans- et le terme absence de rotation.

20.6.3 Décrire et expliquer l’isomérie géométrique des cycloalcanes en C3 et en C4.

3 Inclure les dérivés dichlorés du cyclopropane et du cyclobutane.

20.6.4 Expliquer la différence de propriétés physiques et chimiques entre des isomères géométriques.

3 Inclure le cis- et le trans- 1,2-dichloroéthène comme exemples de différence de températures d’ébullition et les acides cis- et trans-but-2-ène-1,4-dioïque comme exemples de la différence de comportement lors du chauffage.

20.6.5 Décrire et expliquer l’isomérie optique dans des molécules organiques simples.

3 Inclure des exemples tels que butan2-ol et le 2-bromobutane.

Le terme asymétrique peut être utilisé pour décrire un atome de carbone lié à quatre atomes ou groupes différents.

Le terme chiral peut être utilisé pour décrire un atome de carbone lié à quatre atomes ou groupes différents, et aussi pour décrire la molécule elle-même.

Inclure la signification des termes énantiomère et mélange racémique.

TdC : l’existence des isomères optiques a fourni une preuve indirecte que le carbone établit des liaisons au centre d’un tétraèdre. Cela constitue un exemple du pouvoir du raisonnement qui nous permet l’accès à l’échelle moléculaire. Est-ce que nous croyons ou avons la connaissance que ces atomes de carbone sont à coordinence tétraédrique ? L’utilisation des conventions pour représenter les molécules tridimensionnelles en deux dimensions peut également être discutée.

20.6.6 Résumer l’utilisation d’un polarimètre pour distinguer les isomères optiques.

2 Inclure la signification du terme plan de polarisation de la lumière.

20.6.7 Comparer les propriétés physiques et chimiques des énantiomères.

3

Le diagramme ci-dessous résume les types de composés et de réactions présentés dans ce thème :

Option B – Biochimie humaine (15/22 heures)

L’objectif de cette option est de fournir aux élèves une compréhension de la chimie de molécules importantes de l’organisme humain et de la nécessité d’une alimentation saine et équilibrée. Même s’il ne faut pas négliger le rôle que jouent ces molécules dans l’organisme, l’accent sera mis sur l’aspect chimique de ces substances. Ainsi, les élèves qui n’ont pas suivi de cours de biologie ne seront pas pénalisés. Les élèves ne devront pas mémoriser des structures complexes, mais devront être capables d’identifier les groupements fonctionnels et les types de liaisons intra- ou intermoléculaires. La structure de quelques molécules biologiques importantes est fournie dans le Recueil de données de chimie. Les enseignants sont encouragés à susciter chez les élèves une prise de conscience des questions locales et internationales.

Tronc commun : les sujets B1 à B6 constituent le tronc commun pour le NM et le NS (15 heures).

Compléments : les sujets B7 à B9 constituent les compléments pour le NS seulement (7 heures).

B1L’énergie (0h30)

B1.1 Calculer la valeur énergétique d’un aliment sur la base de données relatives aux enthalpies de combustion.

2

B2Les protéines (3h)

B.2.1 Représenter la formule générale des 2-aminoacides (acides α-aminés).

1

B.2.2 Décrire les propriétés caractéristiques des 2-aminoacides (acides α-aminés).

2 Les propriétés doivent inclure le point isoélectrique, la formation de zwitterions et l’effet tampon.

B.2.3 Décrire la réaction de condensation des 2-aminoacides (acides α-aminés) pour former des polypeptides.

2 Les réactions qui mettent en jeu trois acides aminés seront évaluées.

B.2.4 Décrire et expliquer la structure primaire, secondaire (hélice α et feuillets plissés β), tertiaire et quaternaire des protéines.

3 Inclure toutes les liaisons et les interactions (intramoléculaires et intermoléculaires) responsables de la structure des protéines.

B.2.5 Expliquer comment les protéines peuvent être analysées par chromatographie et par électrophorèse.

3

B.2.6 Énumérer les fonctions principales des protéines dans l’organisme humain.

1 Inclure les protéines structurales (par exemple, le collagène), les enzymes, les hormones (par exemple, l’insuline), les immunoglobulines (anticorps), les protéines de transport (par exemple, l’hémoglobine) et les protéines sources d’énergie.

B3Les glucides (3h)

B.3.1 Décrire les caractéristiques structurales des monosaccharides.

2 Les monosaccharides renferment un groupe carbonyle (C=O) et au moins deux groupes hydroxyle (–OH) ; ils répondent à la formule empirique CH2O.

B.3.2 Représenter les formules structurales 1 Les élèves doivent être informés de la différence structurale qui existe entre les

linéaires et cycliques du glucose et du fructose.

isomères α et β.

B.3.3 Décrire la réaction de condensation de monosaccharides pour former des disaccharides et des polysaccharides.

2 Les exemples envisagés incluent :

les disaccharides : lactose, maltose et saccharose ; les polysaccharides : amidon (α-glucose), glycogène (α-glucose) et

cellulose (β-glucose).

B.3.4 Énumérer les fonctions principales des glucides dans l’organisme humain.

1 Inclure les sources d’énergie (glucose), les réserves d’énergie (glycogène) et les précurseurs d’autres molécules d’importance biologique.

B.3.5 Comparer les propriétés structurales de l’amidon et de la cellulose et expliquer pourquoi les humains peuvent digérer l’amidon, mais pas la cellulose.

3 Les deux molécules sont des polymères constitués d’unités glucose.L’amidon se présente sous deux formes : l’amylose, qui est un polymère à chaîne linéaire (liaisons α-1,4) et l’amylopectine, qui présente une structure ramifiée possédant des liaisons α-1,4 et α-1,6. La cellulose a des liaisons β-1,4 que peut hydrolyser la cellulase ; cette enzyme est absente chez la plupart des animaux, dont les mammifères.

B.3.6 Exprimer ce que signifie le terme fibre alimentaire.

1 Les fibres alimentaires sont principalement des constituants végétaux qui ne sont pas hydrolysés par les enzymes sécrétées dans le tube digestif de l’humain, mais qui peuvent être digérés par la flore microbienne dans l’intestin. Les exemples incluent la cellulose, l’hémicellulose, la lignine et la pectine.

B.3.7 Décrire l’importance d’une alimentation riche en fibres alimentaires.

2 Objectif global 8 : les fibres alimentaires peuvent être utiles dans la prévention de troubles tels que diverticulose, syndrome du côlon irritable, constipation, obésité, maladie de Crohn, hémorroïdes et diabète sucré.

B4Les lipides (3h30)

B.4.1 Comparer la composition des trois types de lipides présents dans l’organisme humain.

3 Les exemples envisagés incluent les triglycérides (graisses et huiles), les phospholipides (lécithine) et les stéroïdes (cholestérol).

B.4.2 Résumer la différence entre cholestérol HDL (à lipoprotéines de haute densité) et cholestérol LDL (à lipoprotéines de basse densité) et résumer son importance.

2

B.4.3 Décrire la différence de structure entre les 2 La plupart des graisses d’origine naturelle contiennent un mélange d’acides gras

acides gras saturés et les acides gras insaturés.

saturés, monoinsaturés et polyinsaturés, et sont classées selon le type prédominant d’insaturation présente.

B.4.4 Comparer les structures de deux acides gras essentiels, l’acide linoléique (acide gras oméga-6) et linolénique (acide gras oméga-3) et exprimer leur importance.

3

B.4.5 Définir le terme indice d’iode et calculer le nombre de liaisons doubles C=C dans une graisse ou une huile insaturée en utilisant des réactions d’addition.

2 Le nombre de moles de I2 qui réagissent avec une mole de graisse ou d’huile indique le nombre de liaisons doubles présentes dans la molécule de graisse ou d’huile.

B.4.6 Décrire la réaction de condensation du glycérol et de trois molécules d’acides gras pour former un triglycéride.

2

B.4.7 Décrire l’hydrolyse des triglycérides catalysée par une enzyme au cours de la digestion.

2

B.4.8 Expliquer la haute valeur énergétique des lipides comparée à celle des glucides.

3

B.4.9 Décrire les rôles importants des lipides dans l’organisme et les effets négatifs qu’ils peuvent exercer sur la santé.

2 Les rôles importants incluent :

le stockage d’énergie ; l’isolation et la protection des organes ; les hormones stéroïdes ; les constituants structuraux des membranes cellulaires ; les acides gras polyinsaturés oméga-3 réduisent le risque de

cardiopathies ; les acides gras polyinsaturés peuvent diminuer les taux de cholestérol

LDL.

Les effets négatifs incluent :

l’augmentation du risque de cardiopathies provoquées par des taux élevés de cholestérol LDL et d’acides gras trans ; les graisses saturées, notamment les acides laurique (C12), myristique (C14) et palmitique (C16), sont les principales sources de cholestérol LDL ;

l’obésité.

B5Micronutriments et macronutriments (2h)

B.5.1 Résumer les différences entre micronutriments et macronutriments.

2 Les micronutriments sont des substances requises en très petites quantités (mg ou µg) et qui servent surtout de cofacteurs aux enzymes (<0,005 % de la masse corporelle).

Les exemples incluent les vitamines et les oligoéléments (Fe, Cu, F, Zn, I, Se, Mn, Mo, Cr, Co et B).

Les macronutriments sont des substances chimiques requises en assez grandes quantités (>0,005 % de masse corporelle).

Les exemples incluent les protéines, les lipides, les glucides et les minéraux (Na, Mg, K, Ca, P, S et Cl).

B.5.2 Comparer la structure du rétinol (vitamine A), du calciférol (vitamine D) et de l’acide ascorbique (vitamine C).

3

B.5.3 Sur la base de sa structure, déduire si une vitamine est hydrosoluble ou liposoluble.

3 Les exemples envisagés incluent :

hydrosolubles : vitamines B et C ; liposolubles : vitamines A, D, E et K.

B.5.4 Discuter des causes et des effets des carences en nutriments dans divers pays et proposer des solutions.

3 Les carences en micronutriments incluent :

fer : anémie ; iode : goitre ; rétinol (vitamine A) : xérophtalmie, cécité nocturne ; niacine (vitamine B3) : pellagre ; thiamine (vitamine B1) : béribéri ; acide ascorbique (vitamine C) : scorbut ; calciférol (vitamine D) : rachitisme.

Les carences en macronutriments incluent :

protéines : marasme et kwashiorkor.

Quelques causes de malnutrition peuvent être discutées ici.

Les solutions incluent :

fournir des rations alimentaires composées d’aliments frais et riches en vitamines et en minéraux ;

ajouter les nutriments absents des aliments de consommation courante ; modifier génétiquement des aliments ; fournir des compléments nutritionnels ; fournir des suppléments en sélénium aux personnes qui se nourrissent

d’aliments cultivés dans des sols pauvres en sélénium.

B6Les hormones (3h)

B.6.1 Résumer la production et le rôle des hormones dans l’organisme.

2 Les hormones sont des messagers chimiques sécrétés directement dans le sang par les glandes endocrines. Les exemples incluent l’hormone antidiurétique, l’aldostérone, les œstrogènes, la progestérone et la testostérone, l’insuline, l’adrénaline et la thyroxine.

B.6.2 Comparer la structure du cholestérol et des hormones sexuelles.

3 Insister sur la présence d’un squelette stéroïde commun et sur la différence au niveau des groupements fonctionnels.

B.6.3 Décrire le mode d’action des contraceptifs oraux.

2 Objectif global 8

B.6.4 Résumer l’utilisation et l’abus des stéroïdes.

2 Objectif global 8

 B7Les enzymes (3h)

B.7.1 Décrire les caractéristiques des catalyseurs biologiques (enzymes).

2 Inclure : les enzymes sont des protéines ; l’activité dépend de la structure tertiaire et quaternaire ; le caractère spécifique de l’action enzymatique.

B.7.2 Comparer les catalyseurs inorganiques et les catalyseurs biologiques (enzymes).

3

B.7.3 Décrire la relation entre la concentration du substrat et l’activité enzymatique.

2

B.7.4 Déterminer Vmax et la valeur de la constante de Michaelis (Km) par la méthode graphique et expliquer leur signification.

3

B.7.5 Décrire le mécanisme de l’activité enzymatique, incluant le complexe enzyme-substrat, le site actif et le modèle d’adaptation induite.

2

B.7.6 Comparer l’inhibition compétitive et l’inhibition non compétitive.

3

B.7.7 Exprimer et expliquer les effets des ions de métaux lourds, des variations de température et de pH sur l’activité enzymatique.

3

 B8Les acides nucléiques (3h)

B.8.1 Décrire la structure des nucléotides et de leurs polymères de condensation (acides nucléiques et polynucléotides).

2 Les acides nucléiques sont des polymères constitués de nucléotides. Un nucléotide contient un groupe phosphate, un sucre pentose et une base organique azotée. Les élèves doivent être capables de reconnaître, sans les mémoriser, les structures des cinq bases nucléotidiques : adénine (A), cytosine (C), guanine (G), thymine (T) et uracile (U). Les acides nucléiques sont liés par des liaisons covalentes entre le groupe phosphate d’un nucléotide et le sucre du nucléotide suivant, pour former un squelette ayant un schéma répétitif sucre-phosphate-sucre-phosphate. Les bases azotées sont liées au sucre sur le squelette.

B.8.2 Distinguer les structures de l’ADN et de l’ARN.

2 Le sucre pentose de l’ARN est le ribose, celui de l’ADN est le désoxyribose. Il manque un atome d’oxygène en position C2 dans le désoxyribose. L’ARN porte l’uracile au lieu de la thymine comme base. L’ARN est un acide nucléique à simple brin ; l’ADN est un acide nucléique à double brin.

B.8.3 Expliquer la structure en double hélice de l’ADN.

3 La structure possède deux brins d’acides nucléiques qui s’enroulent autour d’un axe. Les élèves doivent décrire les liaisons hydrogène entre des paires spécifiques de bases nucléotidiques.

TdC : quelles sont les implications de la découverte de la base moléculaire de la vie dans les autres domaines de la connaissance ?

B.8.4 Décrire le rôle de l’ADN comme support des informations génétiques, et expliquer son rôle dans la synthèse des protéines.

2 L’ADN est le matériel génétique qu’un individu hérite de ses parents. Il dirige la synthèse de l’ARNm (transcription) et, par l’intermédiaire de l’ARNm, il dirige la synthèse des protéines (traduction) à l’aide d’un code basé sur les triplets.

B.8.5 Résumer les étapes qui interviennent dans les applications de l’identification par l’analyse de l’ADN et exprimer son utilisation.

2 Objectif global 8 : envis

 B9La respiration cellulaire (1h)

B.9.1 Comparer la respiration aérobie et la respiration anaérobie du glucose en termes d’oxydoréduction et de libération d’énergie.

3 Dans la respiration aérobie, le glucose est converti en pyruvate, lequel, en présence d’oxygène, se transforme en dioxyde de carbone et en eau. Globalement, le glucose subit une oxydation et l’oxygène, une réduction. Dans la respiration anaérobie, le pyruvate est converti en lactate chez les êtres humains, alors que les levures le convertissent en éthanol et en dioxyde de carbone. Dans la mesure du possible, les équations redox doivent être utilisées.

B.9.2 Résumer le rôle des ions cuivre dans le transport des électrons et celui des ions fer dans le transport d’oxygène.

2 Les cytochromes et l’hémoglobine constituent des exemples appropriés.

Option E – Chimie de l’environnement (15/22 heures)

Les activités humaines nécessitent une utilisation intensive de ressources limitées puisées dans l’air, l’eau et le sol. Beaucoup de ces activités produisent des déchets qui s’accumulent dans l’environnement et génèrent une pollution dont les effets locaux et mondiaux ne cessent de s’accroître. La compréhension d’un tel phénomène est essentielle dans une perspective qui dépasse le cadre strict de l’étude de la chimie. Cette option présente de nombreuses occasions de discussion pour l’objectif global 8 et la dimension internationale.

Tronc commun : les sujets E1 à E8 constituent le tronc commun pour le NM et le NS (15 heures).

Compléments : les sujets E9 à E12 constituent les compléments pour le NS seulement (7 heures).

E1La pollution de l’air (2h)

E.1.1 Décrire les sources principales de monoxyde de carbone (CO), d’oxydes d’azote (NOx), d’oxydes de soufre (SOx), de particules et de composés organiques volatils (COV) dans l’atmosphère.

2 Inclure les sources naturelles et les sources d’origine humaine. Dans la mesure du possible, les équations des réactions rencontrées doivent être utilisées.

E.1.2 Évaluer les méthodes actuelles de réduction de la pollution de l’air.

3 Les exemples envisagés incluent :

CO – convertisseurs catalytiques ; NOx – convertisseurs catalytiques, contrôle du rapport air-combustible ; SOx – épuration alcaline, lits fluidisés à base de calcaire ; particules – précipitation électrostatique ; COV – convertisseurs catalytiques.

E2Les dépôts acides (1h30)

E.2.1 Exprimer ce que signifie le terme dépôts acides et résumer leurs origines.

1 Les dépôts acides désignent le processus par lequel des particules, des gaz et des précipitations acides quittent l’atmosphère. Les dépôts humides (pluies, brouillards et neiges acides) et les dépôts secs (gaz et particules acides) seront évalués. La pluie est naturellement acide parce qu’elle renferme du CO2 dissous mais le pH de la pluie acide est inférieur à 5,6. Les pluies acides sont dues à la présence d’oxydes de soufre et d’oxydes d’azote. Les équations de combustion du soufre et de l’azote et les équations de formation de H2SO3, H2SO4, HNO2 et HNO3 seront évaluées.

E.2.2 Discuter des effets environnementaux des dépôts acides et des méthodes possibles pour les combattre.

3

E3L’effet de serre (1h30)

E.3.1 Décrire l’effet de serre. 2 Les gaz responsables de l’effet de serre permettent le passage du rayonnement solaire de courte longueur d’onde mais absorbent le rayonnement de grande longueur d’onde émis par la Terre. Une partie du rayonnement absorbé est

retourné à la Terre.

TdC : certaines personnes mettent en doute la réalité du changement climatique et s’interrogent sur les motifs qui ont poussé les scientifiques à « exagérer » le problème. Comment évalue-t-on les preuves recueillies et les modèles utilisés pour prédire l’impact des activités humaines ?

E.3.2 Énumérer les principaux gaz à effet de serre et leurs sources, et discuter de leurs effets respectifs.

3 Les gaz à effet de serre à prendre en considération sont CH4, H2O, CO2, N2O et les chlorofluorocarbures (CFC). Leurs effets dépendent de leur abondance et de leur capacité à absorber le rayonnement thermique.

E.3.3 Discuter de l’influence d’une augmentation de la quantité de gaz à effet de serre sur l’atmosphère.

3 Les exemples envisagés incluent : la dilatation thermique des océans, la fonte des calottes polaires, les inondations, les sécheresses, les changements de température et les changements dans le régime des précipitations, les changements dans le rendement et la répartition des cultures commerciales et les changements dans la diffusion des parasites et des organismes vecteurs de microbes pathogènes.

E4La diminution de la couche d’ozone (1h30)

E.4.1 Décrire la formation et la destruction de l’ozone dans la stratosphère par des processus naturels.

2 Formation :

Destruction :

E.4.2 Énumérer les polluants responsables de la diminution de la concentration de l’ozone et indiquer leurs sources.

1 Les exemples incluent les chlorofluorocarbures (CFC) et les oxydes d’azote (NOx).

E.4.3 Discuter des produits de remplacement possibles des CFC sur la base de leurs propriétés.

3 Ces produits de remplacement comprennent les hydrocarbures, les fluorocarbures et les hydrofluorocarbures (HFC). Inclure la toxicité, l’inflammabilité, la fragilité relative de la liaison C–Cl et la capacité à absorber les radiations infrarouges.

E5L’oxygène dissous dans l’eau (1h30)

E.5.1 Résumer la demande biochimique en oxygène (DBO) comme mesure de la

2

quantité de déchets demandeurs en oxygène présents dans l’eau.

E.5.2 Distinguer la décomposition aérobie et la décomposition anaérobie des matériaux organiques présents dans l’eau.

2 Dans la mesure du possible, utiliser les équations redox.

E.5.3 Décrire le processus d’eutrophisation et ses effets.

2

E.5.4 Décrire la source et les effets de la pollution thermique de l’eau.

2

E6Le traitement des eaux (2h30)

E.6.1 Énumérer les principaux polluants présents dans les eaux usées et identifier leurs sources.

2 Les exemples envisagés incluent les métaux lourds, les pesticides, les dioxines, les biphényles polychlorés (BPC), les matières organiques, les nitrates et les phosphates.

Objectif global 7 : des banques de données et des tableurs peuvent être utilisés.E.6.2 Résumer les stades primaire, secondaire et

tertiaire du traitement des eaux usées et exprimer la substance qui est éliminée à chaque stade.

2 En ce qui concerne le premier stade du traitement, la filtration et la sédimentation doivent être envisagées.

Pour le deuxième stade, mentionner l’utilisation d’oxygène et de bactéries (le procédé de la boue activée, par exemple).

Inclure l’élimination des métaux lourds, des phosphates et des nitrates par des procédés chimiques ou biologiques.

E.6.3 Évaluer la méthode permettant d’obtenir de l’eau douce à partir d’eau de mer au moyen de la distillation par détentes successives (détentes multi-étages) et de l’osmose inverse.

3

E7Le sol (2h30)

E.7.1 Discuter des phénomènes de salinisation, 3 Salinisation : elle résulte d’une irrigation constante des sols. Les eaux d’irrigation

d’épuisement des nutriments et de pollution des sols comme causes de la dégradation des sols.

contiennent des sels qui se déposent après l’évaporation de l’eau. Dans les sols mal drainés, les sels ne sont pas entraînés et commencent à s’accumuler dans la couche arable. Les plantes ne peuvent pas pousser dans un sol trop salin.

Épuisement des nutriments : l’agriculture rompt le cycle normal des nutriments dans le réseau trophique du sol lors des récoltes. Cela élimine tous les nutriments et les minéraux que les cultures ont absorbés pendant leur croissance. Les pratiques agricoles visant l’amélioration de l’épuisement des nutriments peuvent contribuer à polluer davantage l’environnement.

Pollution des sols : elle est la conséquence de l’utilisation de produits chimiques tels que les pesticides et les engrais. Ces substances chimiques peuvent perturber le réseau trophique du sol, réduire la biodiversité et, en bout de ligne, épuiser le sol. Ces produits chimiques s’écoulent sur le sol vers les eaux de surface et traversent le sol pour polluer les eaux souterraines.

E.7.2 Décrire la pertinence des matières organiques des sols (MOS) pour empêcher la dégradation des sols et résumer leurs fonctions physiques et biologiques.

2 Le terme matières organiques des sols (MOS) est en général utilisé pour représenter les constituants organiques dans les sols, incluant les tissus végétaux et animaux intacts, leurs produits de décomposition partielle et la biomasse terrestre. Elles comprennent :

des matières organiques identifiables, à masse moléculaire élevée (polysaccharides et protéines, par exemple) ;

des substances plus simples (sucres, acides aminés et autres petites molécules, par exemple) ;

des substances humiques.

De façon générale, les fonctions des MOS peuvent être classées en deux groupes.

Biologiques : elles fournissent une source de nutriments (P, N, S) et contribuent ainsi à la résilience du système sol-plante.

Physiques : elles améliorent la stabilité structurale, influencent le pouvoir de rétention d’eau et modifient les propriétés thermiques des sols.

E.7.3 Énumérer les polluants organiques communs des sols et indiquer leurs sources.

1 Les exemples proposés doivent inclure : hydrocarbures de pétrole, produits agrochimiques, composés organiques volatils (COV), solvants, hydrocarbures aromatiques polycycliques (HAP), biphényles polychlorés (BPC), composés organostanniques et composés organiques semi-volatils (en anglais, SVOC).

Objectif global 7 : des banques de données et des tableurs peuvent être utilisés ici.

E8Les déchets (2h)

E.8.1 Résumer et comparer les différentes méthodes d’élimination des déchets.

3 Les exemples incluent la mise en décharge et l’incinération.

E.8.2 Décrire le recyclage des métaux, du verre, des plastiques et du papier et résumer ses avantages.

2

E.8.3 Décrire les caractéristiques et les sources des différents types de déchets nucléaires.

2 Inclure les déchets faiblement et hautement radioactifs.

E.8.4 Comparer les méthodes de stockage et d’élimination de différents types de déchets nucléaires.

3

 E9La diminution de la couche d’ozone (1h)

E.9.1 Expliquer que la dissociation de O2 et de O3 dépend de la longueur d’onde de la lumière.

3 λ = 242 nm

λ = 330 nm

L’énergie nécessaire devrait être mise en relation avec les types de liaison dans O2 et O3.

E.9.2 Décrire le mécanisme de la catalyse de la destruction de O3 par les CFC et les NOx.

2 Par exemple :

et

L’effet global est :

E.9.3 Résumer les raisons pour lesquelles la 2 Considérer la variation saisonnière de la température dans les couches

diminution de la couche d’ozone est plus importante dans les régions polaires.

supérieures de l’atmosphère. Évoquer le phénomène de catalyse de surface auquel donnent lieu les particules de glace.

 E10Le brouillard photochimique (smog) (2h)

E.10.1 Exprimer la source des polluants primaires et les conditions nécessaires pour la formation du brouillard photochimique (smog).

1 Les COV et les NOx, l’inversion thermique, l’absence de vent, et les villes en forme de cuvettes doivent être discutés.

E.10.2 Résumer la formation de polluants secondaires dans le brouillard photochimique (smog).

2 Les exemples envisagés incluent NO2, O3, les aldéhydes et les nitrates de peroxyacétyle (NPA). Il faut insister sur le rôle des radicaux libres et du rayonnement solaire.

Objectif global 7 : les techniques du SIG à trois et à quatre dimensions et des banques de données peuvent être utilisées.

 E11Les dépôts acides (1h)

E.11.1 Décrire le mécanisme des dépôts acides causés par les oxydes d’azote et les oxydes de soufre.

2 Formation des radicaux hydroxyle :

ou

E.11.2 Expliquer le rôle de l’ammoniac dans les dépôts acides.

3 Dans l’atmosphère, l’ammoniac neutralise en grande partie les acides formés pour produire des sels d’ammonium. Les sels d’ammonium légèrement acides, (NH4)2SO4 et NH4NO3, synthétisés dans l’atmosphère, descendent vers le sol ou sont éliminés de l’atmosphère par la pluie. Lorsque NH4+ se dépose et pénètre dans le sol, la nitrification et l’acidification peuvent se produire :

 E12L’eau et le sol (3h)

E.12.1 Résoudre des problèmes en lien avec l’élimination de l’eau d’ions de métaux lourds, de phosphates et de nitrates par précipitation chimique.

3 Étant donné l’équilibre établi entre un métal M et un non-métal X : .

Pour ce système, on obtient Kéq par la relation Kps = [M+][X−], appelée constante de produit de solubilité Les élèves doivent être capables de résoudre des problèmes en lien avec ce type d’équilibre, y compris l’effet d’ion commun.

E.12.2 Exprimer ce que signifie le terme capacité d’échange cationique (CEC) et résumer son importance.

2 La quantité de cations échangeables dans l’argile est appelée capacité d’échange cationique. Dans la mesure du possible, utiliser les équations.

E.12.3 Discuter des effets du pH du sol sur la capacité d’échange cationique et sur la disponibilité des nutriments.

3 Les exemples de nutriments envisagés incluent Ca, Mg, Fe, Al, P, N, S, Cu et Zn. Dans la mesure du possible, inclure les équations.

E.12.4 Décrire les fonctions chimiques des matières organiques des sols (MOS).

2 Inclure les fonctions suivantes :

elles contribuent à la capacité d’échange cationique ; elles augmentent la capacité des sols à tamponner les changements de

pH ; elles se lient à des composés organiques et inorganiques présents dans le

sol ; elles réduisent les effets négatifs sur l’environnement des pesticides, des

métaux lourds et d’autres polluants en se liant aux contaminants ; elles forment des complexes stables avec les cations.