Repères clés : Bac spécialité Physique-Chimie

Collectif

Description

Tout le programme du Bac Spécialité Physique-Chimie en 30 fiches pratiques. - Le cours expliqué de façon claire et efficace - Les définitions clés et les formules à connaître - Une organisation synthétique pour bien mémoriser

Informations

• Publié par: Rue des écoles
• Date de parution: 13 juillet 2021
• Nombre de lectures: 45
• EAN13: 9782820812285
• Langue: Français
• Poids de l'ouvrage: 8 Mo

Extrait

Repères clés

Terminale BAC Spécialité Physique-chimie

Avec la collaboration de Faouzi Hakimi Olivier Prézeau

EAN : 9782820812285 © rue des écoles, 2021. Éditions rue des écoles 2 ter rue des Chantiers – 75005 Paris

Sommaire

Constitution et transformations de la matière Fiche 1 pH et réactions acido-basiques ...................................................4 Fiche 2 Produit ionique de l’eau et constante d’acidité............................6 Fiche 3 Analyse physique d’un système chimique....................................8 Fiche 4 Méthodes de dosage par étalonnage et par titrage .................... 10 Fiche 5 Suivre et modéliser l’évolution temporelle d’un système chimique ............................................................ 12 Fiche 6 Modéliser la radioactivité......................................................... 14 Fiche 7 Évolution temporelle d’une population de noyaux radioactifs..... 16 Fiche 8 Prévoir le sens de l’évolution spontanée d’un système chimique ............................................................ 18 Fiche 9 Une réaction d’oxydoréduction comme exemple de transformation spontanée ................................................... 20 Fiche 10 Élaborer des stratégies en synthèse organique.............................. 22

Mouvement et interactions Fiche 11 Décrire un mouvement : la cinématique.................................... 24 Fiche 12 L’accélération et l’étude d’un mouvement ................................ 26 Fiche 13 Les différents types de mouvements ......................................... 28 Fiche 14 Lois de Newton........................................................................ 30 Fiche 15 Mouvement d’un objet dans un champ de pesanteur................. 32 Fiche 16 Mouvement d’un objet dans un champ électrostatique uniforme.......................................................... 34 Fiche 17 Conservation de l’énergie et quantité de mouvement ................ 36 Fiche 18 Première et deuxième loi de Kepler........................................... 38 Fiche 19 La troisième loi de Kepler ......................................................... 40 Fiche 20 L’interaction gravitationnelle ................................................... 42 Fiche 21 Modéliser l’écoulement d’un fluide .......................................... 44 Fiche 22 Relation de Bernoulli et effet Venturi ........................................ 46

L’énergie : conversions et transferts Fiche 23 Modèle du gaz parfait.............................................................. 48 Fiche 24 Premier principe de la thermodynamique.................................. 50 Fiche 25 Transferts thermiques et transferts d’énergie ............................ 52 Fiche 26 Flux et résistance thermique .................................................... 54

Ondes et signaux Fiche 27 Diffraction par une ouverture ................................................... 56 Fiche 28 Les phénomènes d’interférence................................................ 58 Fiche 29 Former des images, décrire la lumière par un flux de photons .... 60 Fiche 30 Modèle du circuit Résistance-Condensateur (RC)........................ 62

Fiche 1

4

Constitution et transformations de la matière pH et réactions acido-basiques

L’essentiel du cours

L’étude des réactions chimiques en solution aqueuse est centrale en chimie, car la vie est apparue dans des milieux aqueux.

Les réactions acido-basiques Les réactions acido-basiques constituent une catégorie de transformations • + chimiques mettant en jeu le transfert d’un proton H entre un acide et une base. En solution aqueuse, ce sont les protons qui sont responsables du caractère acide, basique ou neutre du milieu, que le pH permet de mesurer. On distingue égalementlesacides (ou bases) fort(e)s, qui réagissent totalement avec l’eau, et les acides (ou bases) faibles, qui ne réagissent que partiellement avec l’eau.

Qu’est-ce que le pH ? LepH d’une solution caractérise son acidité. On le définit par la relation : • + –1+ + pH = –log[H 3 O ], [H 3 O ] représentant la concentration en ions H 3 0 en mol·L . Le pH n’a pas d’unité. Une solution est d’autant plus acide que son pH est petit, d’autant plus basique que son pH est grand.

Caractériser une réaction acido-basique Une réaction acido-basique est une réaction entre l’acide d’un premier couple acide- • base et la base d’un second couple. Pour écrire l’équation de réaction, on part des deux demi-équations caractérisant chaque couple : + 1 H ⇌ 1– + H A A – + A 2 + H ⇌ A 2 H + On les combine ensuite en faisant disparaître les protons H . On obtient alors l’équa- • – – tion de réaction suivante : A 1 H + A 2 ⇌  A 1 + A 2 H.

Qu’est-ce qu’un acide ort ou une base orte ? Un acide fort est un acide qui réagit totalement avec l’eau pour donner des ions • + H 3 O . On notera sa réaction avec une flèche simple (→). On en déduit que le pH d’une –1 solution d’acide fort, de concentrationC(en mol·L ), vaut pH = –logC. Une base forte – est une base qui réagit totalement avec l’eau pour donner des ions HO . On notera sa réaction avec une flèche simple (→). Le pH d’une solution de base forte, de concentra- –1 tionC), vaut pH = 14 + log(en mol·L C. La réaction d’un acide fort avec une base forte + – est une réaction totale, d’équation : H 3 HOO + →H 2 O.

Motsclés à connaître

pH (ou « potentiel hydrogène ») pH est un sigle signifiant « potentiel hydrogène » et qui représente la mesure de l’alcalinité en chimie. Le pH mesure la concentration d’une solution aqueuse en ions oxonium et le degré d’acidité ou de basicité d’une solution. Il per- met d’évaluer la concentration de l’ion hydrogène dans une solution. En effet, sa valeur sert à qualifier l’acidité d’une solution.

Acide selon Brönsted Espèce chimique susceptible de céder + un ou plusieurs protons H .

Formules à connaître + + pH = –log[H 3 O ], [H 3 O ] représentant la + –1 concentration en ions H 3 mol·L .O en À 25 °C, une solution aqueuse est dite : + neutre si son pH est égal à 7 ([H 3 O ] –7 –1 = 10 mol·L ) ; acide si son pH est

Schéma à connaître

Diagramme de prédominance

Base selon Brönsted Espèce chimique susceptible de capter + un ou plusieurs protons H . Couple acide/base À chaque acide correspond une base dite conjuguée. On passe de l’un à + l’autre par un échange de proton H . – On note le couple acide/base AH/A . Papier pH Le papier pH, aussi appelé papier indi- cateur pH, est un papier utilisé en labo- ratoire pour mesurer globalement le pH d’un corps, c’est-à-dire son acidité ou sa basicité.

+ –7 –1 inférieur à 7 ([H 3 O ] > 10 mol·L ) ; basique si son pH est supérieur à 7 + –7 –1 ([H 3 O ] < 10 mol·L ).

Le diagramme de prédominance indique les domaines de prédominance en fonction du pH.

5

Fiche 2

6

Constitution et transformations de la matière Produit ionique de l’eau et constante d’acidité

L’essentiel du cours

Pour aller plus loin dans l’analyse des composés chimiques, le produit ionique de l’eau est utile pour calculer les concentrations à partir du pH.

Autoprotolyse et produit ionique de l’eau L’eau peut jouer le rôle à la fois d’un acide et d’une base. Deux molécules d’eau vont • donc pouvoir réagir ensemble, l’une en tant qu’acide, l’autre en tant que base. C’est + – l’autoprotolyse de l’eau : 2 H 2 O ⇌ H 3 HOO + On associe cette réaction à une constante, le produit ionique de l’eau : • + – K e = [H 3 O ]×[HO ]. C’est une grandeur sans unité qui est constante à température –14 fixée. On utilise aussi pK e = –logK e . À 25 °C, K e et pK= 10 e = 14.

Domaine de prédominance : qu’est-ce que la constante d’acidité ? – Lorsque l’acide AH et la base A d’un couple sont faibles, ils donnent une réaction • – + partielle avec l’eau : AH + H 2 O ⇌ A + H 3 O . On peut définir une constante pour cet – +  A   h Ô      – + 3 équilibre, notée K A et appelée constante d’acidité : K A = , où [A ], [H 3 O ]  Ah    et [AH] sont les concentrations des différentes espèces en solution, à l’équilibre, en –1 mol·L . Le pK A couple acide-base est défini par la relation suivante : pK d’un A –logK = A . • Il permet de déterminer la force d’un acide. Plus l’acide est fort, plus le pK A est faible. –  A    Avec la relation précédente, on peut montrer que :h+ log = pK :si pH < pK A , A  AH    – l’acide AH est l’espèce prédominante ; si pH > pK A , la base A est l’espèce prédominante ; si pH = pK A , l’acide et sa base conjuguée ont même concentration.

Titrages acido-basiques Lors d’un titrage acido-basique, l’équivalence est atteinte lorsque les réactifs A et B • sont en proportions stœchiométriques. On pourra alors écrire :n A =n B si les nombres stœchiométriques devant les réactifs A et B sont les mêmes. On aura alors :C×V A A =C B ×V B, éq , avecC A etC B les concentrations des espèces A et B ;V A , le volume de la solution A ;V B,éq le volume de la solution B introduit à l’équivalence.