programme chimie 2011 2012

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programme chimie 2011 2012 Powered By Docstoc
					Programme Chimie Niveau Supérieur
Thème 1 – Chimie quantitative (12 h 30)
1.1Le concept de mole et la constante d’Avogadro
1.2Les formules chimiques
1.3Les équations chimiques
1.4Les relations massiques et volumétriques dans les réactions chimiques
1.5Les solutions

Thème 2 – La structure atomique (4 heures)
2.1L’atome
2.2Le spectromètre de masse
2.3La configuration électronique des atomes

Thème 3 – La périodicité (6 heures)
3.1Le tableau périodique
3.2Les propriétés physiques
3.3Les propriétés chimiques

Thème 4 – La liaison chimique (12 h 30)
4.1La liaison ionique
4.2La liaison covalente
4.3Les forces intermoléculaires
4.4La liaison métallique
4.5Les propriétés physiques

Thème 5 – L’énergétique (8 heures)
5.1Réactions exothermiques et endothermiques
5.2Calculs de variations d’enthalpie
5.3La loi de Hess
5.4L’enthalpie de liaison
Thème 6 – La cinétique chimique (5 heures)
6.1La vitesse de réaction
6.2La théorie des collisions

Thème 7 – L’équilibre (5 heures)
7.1Équilibre dynamique
7.2Position de l’équilibre

Thème 8 – Les acides et les bases (6 heures)
8.1Théories des acides et des bases
8.2Les propriétés des acides et des bases
8.3Acides forts et acides faibles, bases fortes et bases faibles
8.4L’échelle de pH

Thème 9 – L’oxydoréduction (7 heures)
9.1Introduction à l’oxydation et à la réduction
9.2Les équations redox
9.3La réactivité
9.4Les piles voltaïques
9.5Les cellules d’électrolyse

Thème 10 – Chimie organique (12 heures)
10.1Introduction
10.2Les alcanes
10.3Les alcènes
10.4Les alcools
10.5Les halogénoalcanes
10.6Les mécanismes réactionnels

Thème 11 – Mesures et traitement des données (2 heures)
11.1Incertitude et erreur dans la mesure
11.2Incertitudes dans les résultats calculés
11.3Techniques 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 période
13.2Première rangée d’éléments du bloc d

Thème 14 – La liaison chimique (5 heures)
14.1Formes des molécules et des ions
14.2L’hybridation
14.3La délocalisation des électrons π

Thème 15 – L’énergétique (8 heures)
15.1Variation d’enthalpie standard de réaction
15.2Le cycle de Born-Haber
15.3L’entropie
15.4La spontanéité d’une réaction

Thème 16 – La cinétique chimique (6 heures)
16.1Expression de la vitesse
16.2Mécanisme réactionnel
16.3L’énergie d’activation

Thème 17 – L’équilibre (4 heures)
17.1L’équilibre liquide-vapeur
17.2La 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’électrode
19.2L’électrolyse

Thème 20 – Chimie organique (10 heures)
20.1Introduction
20.2Les réactions de substitution nucléophile
20.3Les réactions d’élimination
20.4Les réactions de condensation
20.5Les mécanismes réactionnels
20.6La stéréoisomérie

Option B – Biochimie humaine (15/22 heures)
B1L’énergie
B2Les protéines
B3Les glucides
B4Les lipides
B5Micronutriments et macronutriments
B6Les 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 acides
E3L’effet de serre
E4La diminution de la couche d’ozone
E5L’oxygène dissous dans l’eau
E6Le traitement des eaux
E7Le 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 enseignants
1.1.1   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       3            Opérer la conversion entre la quantité de substance (en moles) et le nombre
        quantité de substance (en moles).                           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 enseignants
1.2.1   Définir les termes masse atomique relative     1
        (Ar) et masse moléculaire relative (Mr).
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      3
        la relation entre la quantité de substance en
        moles, la masse et la masse molaire.
1.2.4   Distinguer les termes formule empirique et      2
        formule moléculaire.
1.2.5   Déterminer la formule empirique à partir        3   Objectif global 7 : des expériences virtuelles peuvent servir de démonstrations
        de la composition centésimale ou d’autres           dans ce cas.
        données expérimentales.
1.2.6   Déterminer la formule moléculaire à partir      3
        de la formule empirique et de données
        expérimentales.


1.3Les équations chimiques (1h)

1.3.1   Déduire les équations chimiques quand          3    Les élèves doivent pouvoir faire la différence entre coefficients et indices.
        tous les réactifs et les produits sont donnés.
1.3.2   Identifier la proportion stœchiométrique       2
        (rapport molaire) de deux espèces dans une
        équation chimique.
1.3.3   Appliquer à l’écriture des équations           2    TdC : quand ces symboles sont-ils nécessaires à la compréhension et quand sont-
        chimiques les symboles précisant l’état             ils redondants ?
        physique des espèces chimiques (s), (l), (g)
        et (aq).


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


1.4.1   Calculer des rendements théoriques à partir 2       À partir d’une équation chimique et de la masse ou de la quantité (en moles)
        d’équations chimiques.                              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 3       Objectif global 7 : des expériences virtuelles peuvent être utilisées ici.
        celle du réactif en excès lorsque les
        quantités des substances en réaction sont
        fournies.
1.4.3   Résoudre des problèmes qui font intervenir 3
        des rendements théorique, expérimental et
        en pourcentage.
1.4.4   Appliquer la loi d’Avogadro pour calculer       2
        les volumes de gaz en réaction.
1.4.5   Appliquer dans les calculs le concept de        2   Le volume molaire d'un gaz parfait dans les conditions normales de température
        volume molaire mesuré dans les conditions           et de pression (CNTP), soit 0°C (273,15K) et 1 atm (101,3 kPa), est de 2,24 ×
        normales de température et de pression              10−2 m3 mol−1 (22,4 dm3 mol−1).
        (CNTP ou TPN) et dans les conditions
        standard de température et de pression              Le volume molaire d’un gaz parfait dans les conditions standard de température
        (CSTP ou TPS).                                      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      3   Objectif global 7 : des expériences virtuelles peuvent servir de démonstrations
        la relation entre la température, la pression       dans ce cas.
        et le volume pour une masse donnée d’un
        gaz parfait.
1.4.7   Résoudre des problèmes en utilisant             3   TdC : la distinction entre les échelles Celsius et Kelvin comme exemples d’une
        l’équation des gaz parfaits, PV = nRT.              échelle naturelle et d’une échelle artificielle peut être discutée.
1.4.8   Analyser des graphiques se rapportant à         3
        l’équation des gaz parfaits.

1.5Les solutions (2h)


1.5.1   Distinguer les termes soluté, solvant,          2   La concentration d’une substance, exprimée en mol dm−3, est souvent
        solution et concentration (g dm−3 et                représentée par la formule de la substance placée entre crochets. Exemple :
        mol dm−3).                                          [HCl].
1.5.2   Résoudre des problèmes qui font intervenir      3
        la concentration, la quantité de soluté et le
        volume de la solution.
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           1             TdC : aucune de ces particules ne peut (ou ne pourra) faire l’objet d’une
         neutrons et des électrons au sein de                          observation directe. Quels modes de la connaissance utilise-t-on pour interpréter
         l’atome.                                                      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            1             Les valeurs acceptées sont :
         charges relatives des protons, des neutrons
         et des électrons.



2.1.3    Définir les termes nombre de masse (A),         1
         numéro atomique (Z) et isotopes d’un
         élément.
2.1.4    Déduire le symbole pour un isotope étant        3             La notation suivante peut-être utilisée :    . Par exemple,
         donné son nombre de masse et son numéro
         atomique.
2.1.5    Calculer le nombre de protons, de neutrons      2
         et d’électrons dans des atomes et des ions à
         partir de leur nombre de masse, de leur
         numéro atomique et de leur charge.
2.1.6    Comparer les propriétés des isotopes d’un       3
         élément.
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         3   Le schéma d’un spectromètre à simple faisceau est requis. Parmi les étapes de
        d’un spectromètre de masse.                        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      2
        de masse peut être utilisé pour déterminer
        la masse atomique relative en utilisant
        l’échelle 12C.
2.2.3   Calculer les valeurs non entières des          2
        masses atomiques relatives et l’abondance
        des isotopes à partir de données.


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    2
        de raies.
2.3.3   Expliquer le lien entre les raies du spectre   3   Les élèves doivent être capables de représenter un diagramme des niveaux
        d’émission de l’hydrogène et les niveaux           d’énergie, de montrer les transitions entre niveaux d’énergie différents et de
        d’énergie de l’électron.                           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        3             Par exemple, 2.8.7 ou 2,8,7 pour l’élément dont Z = 17.
        l’atome et de l’ion d’un élément jusqu’à
        Z = 20.                                                       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     2             Les noms et les symboles des éléments se trouvent dans le Recueil de données de
        tableau périodique en fonction de la valeur                   chimie. L’historique du tableau périodique ne sera pas évalué.
        croissante du numéro atomique.
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    2
        électronique des éléments et leur position
        dans le tableau périodique jusqu’à
        l’élément dont Z = 20.
3.1.4   Appliquer la relation entre le nombre           2
        d’électrons qui occupent le niveau
        d’énergie maximale d’un élément et sa
        position dans le tableau périodique.
3.2Les propriétés physiques (2h)

3.2.1   Définir les termes énergie de première          1
        ionisation et électronégativité.
3.2.2   Décrire et expliquer la tendance à la           3   Les données de toutes ces propriétés sont présentées dans le Recueil de données
        périodicité du rayon atomique, du rayon             de chimie. Les explications concernant la périodicité des quatre premières
        ionique, des énergies de première                   grandeurs doivent se fonder sur l’équilibre entre l’attraction exercée par le noyau
        ionisation, de l’électronégativité et des           sur les électrons et la répulsion mutuelle des électrons. Des explications basées
        températures de fusion chez les métaux              sur la charge effective du noyau ne sont pas requises.
        alcalins        et les halogènes       .
3.2.3   Décrire et expliquer la tendance à la           3   Objectif global 7 : des bases de données et des simulations peuvent être utilisées.
        périodicité du rayon atomique, du rayon
        ionique, des énergies de première
        ionisation et de l’électronégativité chez les
        éléments de la troisième période.
3.2.4   Comparer les valeurs relatives                  3
        d’électronégativité de deux ou plusieurs
        éléments en fonction de leur position dans
        le tableau périodique.
3.3Les propriétés chimiques (3h)

3.3.1   Discuter des analogies et des différences        3   Les réactions suivantes doivent être envisagées :
        de propriétés chimiques des éléments au
        sein d’un même groupe.                                     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,            3   Les équations pour les réactions de Na2O, MgO, P4O10 et SO3 avec l’eau sont
        d’ionique à covalent et de basique à acide,          requises.
        des oxydes au sein de la troisième période.


Thème 4 – La liaison chimique (12 h 30)

4.1La liaison ionique (2h)

4.1.1   Décrire la liaison ionique comme le              2
        résultat de l’attraction électrostatique entre
        des ions de charges opposées.
4.1.2   Décrire de quelle façon la formation d’ions      2
        résulte d’un transfert d’électron(s).
4.1.3   Déduire la nature des ions qui seront            3
        formés lorsque des éléments des groupes 1,
        2 et 3 perdent un (des) électron(s).
4.1.4   Déduire la nature des ions qui seront            3
        formés lorsque des éléments des groupes 5,
        6 et 7 captent un (des) électron(s).
4.1.5   Exprimer que les éléments de transition          1   Inclure des exemples tels que Fe2+ et Fe3+.
        sont susceptibles de former plus d’un ion.
4.1.6   Prédire si un composé binaire présente un        3
        caractère ionique à partir de la position des
        éléments dans le tableau périodique ou à
        partir des valeurs de leur électronégativité.
4.1.7   Exprimer la formule des ions                     1   Les exemples envisagés incluent :     , OH–,        ,   ,     ,    ,     .
        polyatomiques courants formés de non-
        métaux des deuxième et troisième
        périodes.
4.1.8   Décrire la structure en réseau des               2   Les élèves doivent être capables de décrire la structure du chlorure de sodium
        composés ioniques.                                   comme exemple de réseau ionique.


4.2La liaison covalente (6h)

4.2.1   Décrire la liaison covalente comme le            2   Les liaisons simples et les liaisons multiples doivent être envisagées. Les
        résultat de l’attraction électrostatique entre       exemples proposés doivent inclure O2, N2, CO2, HCN, C2H4 (éthène) et C2H2
        une paire d’électrons et des noyaux de               (éthyne).
        charges positives.
4.2.2   Décrire de quelle façon la formation d’une       2   L’étude des liaisons covalentes datives est requise. Les exemples envisagés
        liaison covalente résulte d’une mise en              incluent CO,     et H3O+.
        commun d’électron(s).
4.2.3   Déduire les structures de Lewis                  3   Une paire d’électrons peut être représentée par des points, des croix, une
        (représentation des électrons par des                combinaison de points et de croix ou par un trait. Par exemple, la molécule de
        points) de molécules et d’ions comportant            chlore peut être représentée sous la forme :
        jusqu’à quatre paires d’électrons sur
        chaque atome.
                                                                      ou           ou           ou

4.2.4   Exprimer et expliquer la relation entre le       3   La comparaison doit inclure la longueur et l’énergie de liaison de :
        nombre de liaisons, leur longueur et leur
        énergie.                                                   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        3
        caractère covalent à partir de la position
        des éléments dans le tableau périodique ou
        à partir des valeurs de leur
        électronégativité.
4.2.6   Prédire la polarité relative des liaisons à      3   Objectif global 7 : des simulations peuvent être utilisées ici.
        partir des valeurs de leur électronégativité.
4.2.7   Prédire la forme et les angles de liaison        3   Les exemples proposés doivent inclure CH4, NH3, H2O, NH4+, H3O+, BF3, C2H4,
        pour des espèces dont l’atome central porte          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        3
       sur la base de sa géométrie et de la polarité
       de ses liaisons.
4.2.9 Décrire et comparer la structure et les           3
       liaisons des trois allotropes du carbone
       (diamant, graphite et fullerène C60).
4.2.10 Décrire la structure et les liaisons du          2
       silicium et du dioxyde de silicium.


4.3Les forces intermoléculaires (2h)

4.3.1   Décrire les types de forces                3        Le terme forces de Van der Waals peut être utilisé pour décrire l’interaction entre
        intermoléculaires (attractions entre des            les molécules non polaires.
        molécules qui possèdent des dipôles
        temporaires, des dipôles permanents ou des
        liaisons hydrogène) et expliquer comment
        elles résultent des caractéristiques
        structurales des molécules.
4.3.2   Décrire et expliquer comment les forces    3        La présence de liaisons hydrogène peut être illustrée en comparant :
        intermoléculaires influent sur la
        température d’ébullition des substances.                  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     2
        d’attraction électrostatique entre un réseau
        d’ions positifs et des électrons délocalisés.
4.4.2   Expliquer la conductivité électrique et la      3   Objectif global 8 : les élèves doivent apprécier l’importance économique de ces
        malléabilité des métaux.                            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         3   Les exemples proposés doivent inclure les températures de fusion et d’ébullition,
        substances présentant différents types de           la conductivité électrique et la solubilité dans les solvants polaires et non
        liaisons.                                           polaires.


Thème 5 – L’énergétique (8 heures)

5.1Réactions exothermiques et endothermiques (1h)

5.1.1   Définir les termes réaction exothermique,       1   La variation d’enthalpie standard représente le transfert d’énergie thermique dans
        réaction endothermique et variation                 les conditions standard de pression 101,3 kPa et de température 298 K. Seule ∆H
        d’enthalpie standard de réaction (   ).             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                1
        neutralisation sont des processus
        exothermiques.
5.1.3   Appliquer la relation entre la variation de     2
        température, la variation d’enthalpie et le
        fait qu’une réaction soit exothermique ou
        endothermique.
5.1.4   À partir d’un diagramme enthalpique,            3
        déduire la stabilité relative des réactifs et
        des produits, et le signe de la variation
        d’enthalpie de la réaction correspondante.


5.2Calculs de variations d’enthalpie (3h)

5.2.1   Calculer la variation d’énergie thermique       2   Les élèves doivent être capables de calculer la variation d’énergie thermique
        lorsque la température d’une substance              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          3   Les élèves doivent étudier des réactions en solution aqueuse et des réactions de
        appropriées pour mesurer les variations            combustion.
        d’énergie thermique de réactions.
                                                           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        2
        réaction en utilisant des données
        expérimentales relatives aux variations de
        température, aux quantités de réactifs et à
        la masse d’eau.
5.2.4   Évaluer les résultats d’expériences visant à   3   Les élèves doivent connaître les hypothèses portant sur les pertes de chaleur et
        déterminer des variations d’enthalpie.             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      3   Les élèves doivent être capables d’utiliser des cycles enthalpiques et des
        réaction qui représente le bilan de deux ou        diagrammes de niveaux enthalpiques simples et de manipuler des équations sans
        trois réactions dont les variations                toutefois devoir exprimer la loi de Hess.
        d’enthalpie sont connues.


5.4L’enthalpie de liaison (2h)

5.4.1   Définir le terme enthalpie moyenne de          1
        liaison.
5.4.2   Expliquer, en termes d’enthalpies              3
        moyennes de liaison, pourquoi certaines
        réactions sont exothermiques et d’autres
        endothermiques.




Thème 6 – La cinétique chimique (5 heures)

6.1La vitesse de réaction (2h)

6.1.1   Définir le terme vitesse de réaction.             1
6.1.2   Décrire des méthodes expérimentales               2   Objectif global 7 : des enregistreurs de données peuvent servir à recueillir des
        appropriées pour mesurer des vitesses de              données et à construire des graphiques.
        réactions.
                                                              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              3   Les élèves doivent être familiarisés avec les graphiques de variation de
        expériences de mesures de vitesses de                 concentration, de volume et de masse en fonction du temps.
        réaction.


6.2La théorie des collisions (3h)

6.2.1   Décrire la théorie cinétique en termes de         2
        mouvement de particules dont l’énergie
        moyenne est proportionnelle à la
        température en kelvins.
6.2.2   Définir le terme énergie d’activation, Ea.        1
6.2.3   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     3   Objectif global 7 : des simulations interactives peuvent servir de démonstrations
        des collisions, l’effet qualitatif de la taille       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   3      Les élèves doivent être capables d’expliquer pourquoi l’aire sous la courbe est
        courbe de distribution de l’énergie de             constante et ne varie pas avec la température.
        Maxwell-Boltzmann pour une quantité
        donnée de gaz à différentes températures et
        ses conséquences sur les variations de la
        vitesse de réaction.
6.2.6   Décrire l’effet de la présence d’un         2
        catalyseur sur une réaction chimique.
6.2.7   Esquisser et expliquer les courbes de       3
        Maxwell-Boltzmann pour des réactions
        avec et sans catalyseur.



Thème 7 – L’équilibre (5 heures)

7.1Équilibre dynamique (1h)

7.1.1   Résumer les caractéristiques de systèmes       2   Objectif global 7 : des tableurs et des simulations peuvent être utilisés ici.
        chimiques et physiques à l’état d’équilibre.


7.2Position de l’équilibre (4h)

7.2.1   Déduire l’expression de la constante          3    Considérer des gaz, des liquides et des solutions aqueuses.
        d’équilibre (Kc) à partir de l’équation d’une
        réaction en milieu homogène.
7.2.2   Déduire l’état d’avancement d’une réaction 3       Lorsque Kc >> 1, la réaction peut être considérée comme complète.
        sur la base de l’ordre de grandeur de la
        constante d’équilibre.                             Lorsque Kc << 1, la réaction n’a quasiment pas lieu.
7.2.3   Appliquer le principe de Le Chatelier pour 2       Les élèves ne sont pas tenus d’exprimer le principe de Le Chatelier.
        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.
7.2.4   Exprimer et expliquer l’effet d’un            3
        catalyseur sur l’état d’équilibre d’une
        réaction.
7.2.5   Appliquer les concepts de la cinétique et     2     Le procédé Haber et le procédé de contact constituent des exemples appropriés.
        de l’équilibre à des processus industriels.


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     1     TdC : discuter de la valeur que présente l’utilisation de différentes théories pour
        théories de Brønsted-Lowry et de Lewis.             expliquer le même phénomène. Quelle est la relation entre profondeur et
                                                            simplicité ?
8.1.2   Déduire si une espèce peut ou non se          3
        comporter comme un acide ou une base de
        Brønsted-Lowry et/ou de Lewis.
8.1.3   Déduire la formule de l’acide (de la base)    3     Les élèves doivent indiquer clairement la position du proton transféré, par
        conjugué(e) de toute base (ou acide) de             exemple la notation CH3COOH/CH3COO− est préférable à C2H4O2/C2H3O2−.
        Brønsted-Lowry.


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

8.2.1   Résumer les propriétés caractéristiques des   2     Les bases qui ne sont pas hydroxylées, telles que l’ammoniac, les carbonates
        acides et des bases en solution aqueuse.            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,    2     Objectif global 8 : bien que les solutions faiblement acides ne présentent
        bases fortes et bases faibles en termes             généralement pas de danger immédiat, elles n’en causent pas moins des
        d’importance de la dissociation, de              dommages à long terme. Les élèves peuvent envisager les effets des
        réaction avec l’eau et de conductivité.          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   1   Les élèves doivent connaître l’acide chlorhydrique, l’acide nitrique et l’acide
        fort(e) ou faible.                               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, 2
        et déterminer les forces relatives des acides
        et des bases, en utilisant des données
        expérimentales.


8.4L’échelle de pH (1h)

8.4.1   À l’aide de l’échelle de pH, distinguer des 2
        solutions aqueuses acides, basiques ou
        neutres.
8.4.2   Parmi diverses solutions aqueuses,          2    Les élèves doivent être familiarisés avec l’utilisation d’un pH-mètre et d’un
        identifier la solution la plus acide ou la       indicateur universel.
        plus basique sur la base de leur valeur de
        pH respective.
8.4.3   Exprimer que chaque variation d’une unité 1      Relier les valeurs entières du pH à [H+(aq)] exprimée en puissances de 10.
        de pH représente une variation d’un facteur
        dix de la concentration en ion hydrogène         Le calcul du pH à partir de [H+(aq)] n’est pas requis.
        [H+(aq)].
                                                         TdC : la distinction entre échelles artificielle et naturelle peut être discutée.
8.4.4   Déduire les variations de [H+(aq)] lorsque   3   Objectif global 8 : une étude des effets de petites variations de pH dans des
        le pH d’une solution varie de plus d’une         environnements naturels peut être envisagée.
        unité de pH.
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       1
        de perte ou de gain d’électrons.
9.1.2   Déduire le nombre d’oxydation d’un             3           Les nombres d’oxydation doivent être notés sous la forme d’un signe (+ ou –)
        élément dans un composé.                                   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              1           Dans la nomenclature des composés, les nombres d’oxydation sont représentés
        utilisant les nombres d’oxydation.                         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      3
        si un élément est oxydé ou réduit au cours
        d’une réaction.

9.2Les équations redox (1h)

9.2.1   Déduire des demi-équations simples             3
        d’oxydation et de réduction étant donné les
        espèces participant à une réaction redox.
9.2.2   Déduire des équations redox à l’aide de        3           H+ et H2O interviendront, le cas échéant, pour équilibrer (pondérer) les demi-
        demi-équations.                                            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      1
        réducteur.
9.2.4   Identifier les agents oxydants et les agents   2
        réducteurs dans des équations redox.
9.3La réactivité (1h)

9.3.1   Déduire une série de réactivité à partir du    3   Les exemples envisagés incluent les réactions de déplacement des métaux et des
        comportement d’un groupe d’agents                  halogènes. Les potentiels standard d’électrode ne seront pas évalués.
        oxydants et d’agents réducteurs.
9.3.2   À partir d’une série de réactivité donnée,     3   Les élèves n’ont pas à se rappeler une série de réactivité spécifique.
        déduire la faisabilité d’une réaction redox.


9.4Les piles voltaïques (1h)

9.4.1   Expliquer la manière dont une réaction         3   Un schéma doit être inclus pour montrer comment deux demi-piles peuvent être
        redox sert à produire de l’électricité dans        reliées par un pont salin. Des exemples de demi-piles sont fournis par Mg, Zn, Fe
        une pile voltaïque.                                et Cu, en contact avec une solution de leurs ions respectifs.
9.4.2   Exprimer que l’oxydation se produit à          1
        l’électrode négative (anode) et la
        réduction, à l’électrode positive (cathode).


9.5Les cellules d’électrolyse (2h)

9.5.1   Décrire, à l’aide d’un schéma, les             2   Le schéma doit inclure la source de courant électrique et les conducteurs, les
        composantes essentielles d’une cellule             électrodes positive et négative et l’électrolyte.
        d’électrolyse.
9.5.2   Exprimer que l’oxydation se produit à          1
        l’électrode négative (anode) et la
        réduction, à l’électrode positive (cathode).
9.5.3   Décrire la circulation du courant dans une     2
        cellule d’électrolyse.
9.5.4   Déduire les produits de l’électrolyse d’un     3   Les demi-équations qui montrent la formation des produits à chaque électrode seront
        sel fondu.                                         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      2            Inclure les caractéristiques suivantes : même formule générale, la série des
         homologue                                                  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          3
         températures d’ébullition au sein d’une
         série homologue.
10.1.3   Distinguer formule empirique, formule         2            Une formule structurale est celle qui montre sans ambiguïté l’arrangement des
         moléculaire et formule structurale.                        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        2   La distinction entre différents types d’isomérie structurale, tels que l’isomérie de
        des composés de même formule                      chaîne, l’isomérie de position et l’isomérie de fonction n’est pas nécessaire. La
        moléculaire, mais dont l’arrangement des          connaissance de la stéréoisomérie n’est pas requise dans le tronc commun.
        atomes est différent.
10.1.5 Déduire les formules structurales              3   Inclure les alcanes à chaîne linéaire et à chaîne ramifiée.
        d’isomères d’alcanes non cycliques
        jusqu’en C6.
10.1.6 Appliquer les règles de l’UICPA pour           2   TdC : on peut discuter des règles de nomenclature comme exemple de
        nommer les isomères des alcanes non               l’utilisation du langage de la chimie pouvant servir d’outil de classification et de
        cycliques jusqu’en C6.                            distinction entre différentes structures.
10.1.7 Déduire les formules structurales              3
        d’isomères d’alcènes à chaîne linéaire
        jusqu’en C6.
10.1.8 Appliquer les règles de l’UICPA pour           2   La distinction entre les isomères cis et trans n’est pas requise.
        nommer les isomères des alcènes à chaîne
        linéaire jusqu’en C6.
10.1.9 Déduire les formules structurales des          3   Dans les formules structurales condensées, on peut utiliser OH, CHO, CO,
        composés comptant jusqu’à six atomes de           COOH et F/Cl/Br/I.
        carbone et qui renferment l’un des
        groupements fonctionnels suivants : alcool,
        aldéhyde, cétone, acide carboxylique et
        halogénure.
10.1.10 Appliquer les règles de l’UICPA pour          2
        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.
10.1.11 Identifier les groupements fonctionnels       2
        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,      2    Les termes primaire, secondaire et tertiaire peuvent également être appliqués aux
        secondaire et tertiaire dans les alcools et          molécules contenant ces atomes de carbone.
        les halogénoalcanes.
10.1.13 Discuter de la volatilité et de la solubilité   3
        dans l’eau de composés renfermant les
        groupements fonctionnels énumérés dans
        l’énoncé 10.1.9.


10.2Les alcanes (2h)

10.2.1 Expliquer la faible réactivité des alcanes       3
       sur la base des enthalpies de liaison et de la
       polarité de liaison.
10.2.2 Décrire, à l’aide d’équations, la                2
       combustion complète et la combustion
       incomplète des alcanes.
10.2.3 Décrire, à l’aide d’équations, les réactions     2
       du méthane et de l’éthane avec le chlore et
       le brome.
10.2.4 Décrire les réactions du méthane et de           3   Référence doit être faite à la rupture homolytique et aux étapes d’initiation, de
       l’éthane avec le chlore et le brome en               propagation et de terminaison de la réaction.
       termes de mécanisme radicalaire.
                                                            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     2
       des alcènes avec l’hydrogène et les
       halogènes.
10.3.2 Décrire, à l’aide d’équations, les réactions     2
       des alcènes symétriques avec les
       halogénures d’hydrogène et l’eau.
10.3.3 Distinguer les alcanes des alcènes à l’aide    2
       de l’eau de brome.
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            2   Objectif global 8 : inclure l’hydrogénation des huiles végétales pour produire de
       réactions des alcènes.                             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              2
       combustion complète des alcools.
10.4.2 Décrire, à l’aide d’équations, les réactions   2   Une solution acide de dichromate(VI) de potassium est un agent oxydant
       d’oxydation des alcools.                           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             3   Considérer que les alcools tertiaires ne sont pas oxydés par le dichromate(VI) de
       l’oxydation d’alcools primaires et                 potassium.
       secondaires.


10.5Les halogénoalcanes (2h)

10.5.1 Décrire, à l’aide d’équations, les réactions   2   Objectif global 7 : il existe des simulations pour cette réaction.
       de substitution des halogénoalcanes avec
       l’hydroxyde de sodium.
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                     Des flèches courbes doivent être utilisées pour représenter le mouvement des
       SN2.                                                      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          3          Les conversions impliquant plus de deux étapes ne seront pas évaluées.
       partir des matières premières et du produit.
                                                                 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       2
       erreurs systématiques et en donner des
       exemples.
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       2             Les élèves doivent savoir que les incertitudes aléatoires, contrairement aux
       les effets des incertitudes aléatoires.                        erreurs systématiques, sont réduites en répétant les lectures.
11.1.4 Exprimer une incertitude aléatoire comme         1
       une plage d’incertitude (±).
11.1.5 Exprimer les résultats de calculs avec le        1             Le nombre de chiffres significatifs dans une réponse doit refléter le nombre de
       nombre approprié de chiffres significatifs.                    chiffres significatifs dans la donnée.


11.2Incertitudes dans les résultats calculés (0h30)

11.2.1 Exprimer les incertitudes sous la forme          1
       d’incertitudes absolues et d’incertitudes
       relatives. L’incertitude relative s’exprime
       en pourcentage.
11.2.2 Déterminer les incertitudes dans les             3             Il suffit d’envisager cet aspect de manière simple. Pour l’addition et la soustraction, les
       résultats.                                                     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        3             Les élèves doivent être capables de donner une interprétation physique
       les dépendances et interpréter l’allure d’un                   qualitative d’un graphique particulier : par exemple, les variables sont
       graphique.                                                     directement proportionnelles ou inversement proportionnelles.
11.3.2 Construire des graphiques à partir de          3   Cela implique le choix des axes et de l’échelle, et le tracé des points.
       données expérimentales.
11.3.3 Représenter des lignes d’ajustement            1   Il peut s’agir de courbes ou de droites.
       optimal aux points de données sur un
       graphique.
11.3.4 Déterminer les valeurs de grandeurs            3   Inclure la mesure et l’interprétation de la pente (du gradient), ainsi que
       physiques à partir de graphiques.                  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        3   TdC : quelles méthodes de connaissance utilise-t-on pour interpréter une preuve
       relatives aux énergies de première                 indirecte ? Est-ce que nous croyons à leur existence ou en avons-nous la
       ionisation le long des périodes apportent la       connaissance ?
       preuve de l’existence des niveaux
       principaux et des sous-niveaux d’énergie
       dans les atomes.
12.1.2 Expliquer de quelle manière les données        3   Objectif global 7 : des tableurs, des bases de données et des logiciels de
       d’énergie d’ionisation successives sont en         modélisation peuvent être utilisés ici.
       relation avec la configuration électronique
       d’un atome.
12.1.3 Exprimer les énergies relatives des            1   Objectif global 7 : des simulations peuvent être utilisées ici.
       orbitales s, p, d et f dans un seul niveau
       d’énergie donné.
12.1.4 Exprimer le nombre maximal d’orbitales         1
       dans un niveau d’énergie donné.
12.1.5 Représenter la forme d’une orbitale s et       1   TdC : la défaillance des concepts classiques de position et de quantité de mouvement
       celle des orbitales px, py et pz.                  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 2      Pour Z = 23, la configuration électronique complète est 1s22s22p63s23p64s23d3 et
       de Hund et le principe d’exclusion de Pauli        la configuration électronique abrégée est [Ar]4s23d3 ou [Ar]3d34s2. Les
       pour écrire les configurations électroniques       exceptions à ce principe doivent être connues pour le chrome et le cuivre. Les
       des atomes et des ions jusqu’à Z = 54.             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      3   Inclure les oxydes et les chlorures suivants :
       standard) et la conductivité électrique (à
       l’état fondu) des chlorures et des oxydes                 Oxydes : Na2O, MgO, Al2O3, SiO2, P4O6 et P4O10, SO2 et SO3, Cl2O et
       des éléments de la troisième période en                    Cl2O7 ;
       fonction de leurs liaisons et de leur                     Chlorures : NaCl, MgCl2, Al2Cl6, SiCl4, PCl3 et PCl5, et Cl2.
       structure.
13.1.2 Décrire les réactions avec l’eau du chlore     2
       et des chlorures mentionnés à l’énoncé
       13.1.1.


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

13.2.1 Énumérer les propriétés caractéristiques       1   Les exemples proposés doivent inclure : états d’oxydation variables, formations
       des éléments de transition.                        d’ions complexes, existence de composés colorés et propriétés catalytiques.
13.2.2 Expliquer pourquoi Sc et Zn ne sont pas        3
       considérés comme des éléments de
       transition.
13.2.3 Expliquer l’existence d’états d’oxydation      3   Les élèves doivent savoir que tous les éléments de transition peuvent présenter l’état
       variables des ions des éléments de                 d’oxydation +2. En outre, ils doivent être familiarisés avec les états d’oxydation des
       transitions.                                       éléments suivants : Cr (+3, +6), Mn (+4, +7), Fe (+3) et Cu (+1).
13.2.4 Définir le terme ligand.                       1
13.2.5 Décrire et expliquer la formation de           3   Inclure [Fe(H2O)6]3+, [Fe(CN)6]3–, [CuCl4]2– et [Ag(NH3)2]+. Seuls les ligands monodentates
       complexes d’éléments du bloc d.                    seront envisagés.
13.2.6 Expliquer pourquoi certains complexes des      3   Les élèves doivent seulement savoir que les sous-niveaux des orbitales d sont
       éléments du bloc d sont colorés.                   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                 1   Les exemples proposés doivent inclure :
       catalytique des éléments de transition et de
       leurs composés.                                           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              2   Objectif global 8
       catalyseurs dans le procédé de contact et le
       procédé Haber.



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        3   Les exemples proposés doivent inclure PCl5, SF6, XeF4 et PF6–.
       pour des espèces renfermant des centres de
       cinq et six charges négatives sur la base de         Objectif global 7 : il existe des simulations interactives pour illustrer ce modèle.
       la Théorie de la répulsion des paires
       d’électrons de valence (modèle RPEV).


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                 Les élèves doivent connaître l’hybridation sp, sp2 et sp3, ainsi que la forme et
       fusion d’orbitales atomiques pour former             l’orientation de ces orbitales hybrides.
       de nouvelles orbitales qui participeront à la
       liaison.                                             TdC : l’hybridation est-elle un processus réel ou bien un système mathématique ?
14.2.3 Identifier et expliquer les relations entre la   3   Les élèves doivent envisager des exemples tirés de la chimie inorganique et de la
        structure de Lewis, la géométrie                  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   3   Les exemples proposés doivent inclure NO3–, NO2–,           , O3, RCOO– et le
       expliquer comment elle permet de rendre            benzène.
       compte de la structure de certaines
       substances.                                        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           2
       standard, variation d’enthalpie standard de
       formation (      ) et variation d’enthalpie
       standard de combustion (         ).
15.1.2 Déterminer la variation d’enthalpie d’une      3
       réaction en recourant aux variations
       d’enthalpie standard de formation et de
       combustion.


15.2Le cycle de Born-Haber (2h30)

15.2.1 Définir et appliquer les termes enthalpie de   2
       réseau et affinité électronique.
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         ionique augmente et lorsque le rayon ionique diminue, en raison de l’augmentation
       réseau de différents composés ioniques.             des forces attractives.
15.2.3 Construire un cycle de Born-Haber pour          3
       les oxydes et les chlorures des groupes 1 et
       2, et l’utiliser pour calculer une variation
       d’enthalpie.
15.2.4 Discuter de la différence entre les valeurs     3   Un écart significatif entre les deux valeurs traduit un caractère covalent.
       théoriques et expérimentales relatives à
       l’enthalpie de réseau des composés
       ioniques en termes de leur caractère
       covalent.


15.3L’entropie (1h30)

15.3.1 Exprimer et expliquer les facteurs qui          3
       augmentent l’entropie d’un système.
15.3.2 Prédire si la variation d’entropie (ΔS) pour    3
       une réaction ou un processus donnés est
       positive ou négative.
15.3.3 Calculer la variation d’entropie standard       2
       pour une réaction (      ) à partir des
       valeurs d’entropie absolue ( ).


15.4La spontanéité d’une réaction (2h30)

15.4.1 Prédire si une réaction ou un processus         3
       sera spontané à partir du signe de       .
15.4.2 Calculer       la variation d’une réaction en   2
       utilisant l’équation

       et à partir des valeurs numériques des
       variations d’énergie libre standard de
       formation        .
15.4.3 Prédire l’influence d’une variation de          3
        température sur la spontanéité d’une
        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,      2
       ordre global de réaction et ordre de
       réaction par rapport à un réactif particulier.
16.1.2 Déduire l’expression de vitesse pour une         3   Objectif global 7 : des expériences virtuelles peuvent être utilisées ici.
       réaction à partir de données
       expérimentales.
16.1.3 Résoudre des problèmes qui font intervenir       3
       l’expression de vitesse.
16.1.4 Esquisser, identifier et analyser les            3   Les élèves doivent être familiarisés avec les graphiques de variation de
       graphiques pour des réactions d’ordre zéro,          concentration en fonction du temps et de vitesse en fonction de la concentration.
       d’ordre un et d’ordre deux.


16.2Mécanisme réactionnel (1h)

16.2.1 Expliquer que les réactions peuvent se           3
       produire en plus d’une étape et que l’étape
       la plus lente détermine la vitesse de la
       réaction (étape déterminante de la vitesse).
16.2.2 Décrire la relation entre le mécanisme de        2   Seuls les exemples portant sur les réactions se produisant en une ou deux étapes
       réaction, l’ordre de réaction et l’étape             dont le mécanisme est connu seront évalués.
       déterminante de la vitesse.
                                                            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    2
       constante de vitesse (k) et la température
       (T).
16.3.2 Déterminer les valeurs de l’énergie             3   L’équation d’Arrhenius et sa forme logarithmique se trouvent dans le Recueil de
       d’activation (Ea) à partir de l’équation            données de chimie. L’utilisation de systèmes d’équations ne sera pas évaluée.
       d’Arrhenius par une méthode graphique.



Thème 17 – L’équilibre (4 heures)

17.1L’équilibre liquide-vapeur (2h)

17.1.1 Décrire l’équilibre qui s’établit entre un      2
       liquide et sa propre vapeur et de quelle
       manière il est influencé par les variations
       de température.
17.1.2 Esquisser les graphiques illustrant la          3
       relation entre la pression de vapeur et la
       température et expliquer cette relation sur
       la base de la théorie cinétique.
17.1.3 Exprimer et expliquer la relation entre         3
       l’enthalpie de vaporisation, la température
       d’ébullition et les forces intermoléculaires.


17.2La loi de l’équilibre (2h)

17.2.1 Résoudre des problèmes d’équilibre              3   L’utilisation d’équations quadratiques ne sera pas évaluée.
       homogène en utilisant l’expression de Kc.


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          1
       (produit ionique) de l’eau, (Ke) ou (Kw).
18.1.2 Étant donné les valeurs de Ke                  3
       correspondant à différentes températures,
       déduire [H+(aq)] et [OH–(aq)] pour l’eau à
       ces mêmes températures.
18.1.3 Résoudre des problèmes qui font intervenir     3
       [H+(aq)], [OH–(aq)], pH et pOH.
18.1.4 Exprimer l’équation de la réaction de tout     1   Seuls les exemples qui font intervenir le transfert d’un seul proton seront évalués.
       acide faible ou base faible avec l’eau et en
       déduire les expressions de Ka et de Kb.
18.1.5 Résoudre des problèmes qui font intervenir     3   Les élèves doivent préciser les approximations faites dans les calculs relatifs à
       des solutions d’acides et de bases faibles         l’équilibre.
       en utilisant les expressions :
                                                          L’utilisation d’équations quadratiques ne sera pas évaluée.
        Ka × Kb = Ke

        pKa + pKb = pKe

       pH + pOH = pKe.
18.1.6 Identifier la force relative d’acides et de    2
       bases à partir de leurs valeurs de Ka, Kb,
       pKa et pKb.

18.2Les solutions tampons (2h)

18.2.1 Décrire la composition d’une solution          3
       tampon et expliquer son action.
18.2.2 Résoudre des problèmes qui font intervenir     3   Seuls les exemples qui font intervenir le transfert d’un seul proton seront évalués.
       la composition et le pH d’un tampon                Les exemples proposés doivent inclure les solutions ammoniac/chlorure
       déterminé.                                         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         3   Les exemples proposés doivent inclure les quatre types de sels obtenus par
       l’apparition d’une solution aqueuse acide,           combinaison d’un acide fort ou faible avec une base forte ou faible. L’influence
       basique ou neutre.                                   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       3   Seuls les exemples qui font intervenir le transfert d’un seul proton seront évalués.
       représentant l’évolution du pH en fonction           Les caractéristiques importantes sont :
       du volume dans le cas de titrages
       impliquant des acides et des bases fort(e)s                 l’interception avec l’axe du pH ;
       et faibles et expliquer leurs caractéristiques              le point d’équivalence ;
       importantes.                                                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        2   Se référer à une réaction du type
       d’un indicateur acide-base.

18.5.2 Exprimer et expliquer de quelle manière la       3
       zone de pH correspondant au virage d’un
       indicateur est en rapport avec la valeur de
       son pKa.
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.        2
19.1.2 Définir le terme potentiel standard              1
       d’électrode ( ).
19.1.3 Calculer la force électromotrice d’une pile      2
       à partir des potentiels standard d’électrode.
19.1.4 À l’aide des valeurs des potentiels standard     3
       d’électrode, prédire si une réaction est
       spontanée.


19.2L’électrolyse (2h)

19.2.1 Prédire et expliquer la nature des produits      3   Les explications doivent faire intervenir les valeurs de     , la nature de
       formés au cours de l’électrolyse de                  l’électrode et la concentration de l’électrolyte. Parmi les exemples, on inclura
       solutions aqueuses.                                  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            3   Les facteurs à considérer sont la charge de l’ion, l’intensité du courant et la durée
       produits formés au cours de l’électrolyse.           de l’électrolyse.


19.2.3 Décrire l’utilisation de l’électrolyse dans la   2   Objectif global 8
       galvanoplastie.
Thème 20 – Chimie organique (10 heures)

20.1Introduction (1h)

20.1.1 Déduire les formules structurales des      3       Dans les formules structurales condensées, on peut utiliser NH2, CONH2, –
       composés comptant jusqu’à six atomes de            COOC– et CN pour ces groupements.
       carbone et qui renferment l’un des
       groupements fonctionnels suivants : amine,
       amide, ester et nitrile.
20.1.2 Appliquer les règles de l’UICPA pour       2
       nommer les composés comptant jusqu’à
       six atomes de carbone et qui renferment
       l’un des groupements fonctionnels
       suivants : amine, amide, ester et nitrile.


20.2Les réactions de substitution nucléophile (2h)

20.2.1 Expliquer pourquoi l’ion hydroxyde est un      3
       meilleur nucléophile que l’eau.
20.2.2 Décrire et expliquer comment la vitesse de     3
       la substitution nucléophile des
       halogénoalcanes par l’ion hydroxyde
       dépend de la nature de l’halogène.
20.2.3 Décrire et expliquer comment la vitesse de     3
       la substitution nucléophile des
       halogénoalcanes par l’ion hydroxyde
       dépend du caractère primaire, secondaire
       ou tertiaire de l’halogénoalcane.
20.2.4 Décrire, à l’aide d’équations, les réactions   2
       de substitution des halogénoalcanes avec
       l’ammoniac et le cyanure de potassium.
20.2.5 Expliquer les réactions des                    3
       halogénoalcanes avec l’ammoniac et le
       cyanure de potassium en termes de
       mécanisme SN2.
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   2
       de HBr chez les bromoalcanes.
20.3.2 Décrire et expliquer le mécanisme de           3
       l’élimination de HBr chez les
       bromoalcanes.


20.4Les réactions de condensation (2h)

20.4.1 Décrire, à l’aide d’équations, les réactions   2   Les mécanismes ne seront pas évalués.
       des alcools avec les acides carboxyliques
       pour former des esters et exprimer les
       utilisations des esters.
20.4.2 Décrire, à l’aide d’équations, les réactions   2   Les mécanismes ne seront pas évalués.
       des amines avec les acides carboxyliques.
20.4.3 Déduire les structures des polymères           3   Mettre l’accent sur la nécessité de la présence de deux groupements fonctionnels
       formés par réaction des alcools avec les           sur chaque monomère.
       acides carboxyliques.
                                                          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           3   Mettre l’accent sur la nécessité de la présence de deux groupements fonctionnels
       formés par réaction des amines avec les            sur chaque monomère.
       acides carboxyliques.
                                                          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            2   Objectif global 8
       réactions de condensation.
20.5Les mécanismes réactionnels (1h)

20.5.1 Déduire les mécanismes réactionnels à          3   Les conversions impliquant plus de deux étapes ne seront pas évaluées.
       partir des matières premières et du produit.
                                                          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           2
       composés de même formule structurale,
       mais dont l’arrangement des atomes dans
       l’espace est différent.
20.6.2 Décrire et expliquer l’isomérie                3   Inclure les préfixes cis- et trans- et le terme absence de rotation.
       géométrique dans les alcènes non
       cycliques.
20.6.3 Décrire et expliquer l’isomérie                3   Inclure les dérivés dichlorés du cyclopropane et du cyclobutane.
       géométrique des cycloalcanes en C3 et en
       C4.
20.6.4 Expliquer la différence de propriétés          3   Inclure le cis- et le trans- 1,2-dichloroéthène comme exemples de différence de
       physiques et chimiques entre des isomères          températures d’ébullition et les acides cis- et trans-but-2-ène-1,4-dioïque comme
       géométriques.                                      exemples de la différence de comportement lors du chauffage.
20.6.5 Décrire et expliquer l’isomérie optique        3   Inclure des exemples tels que butan2-ol et le 2-bromobutane.
       dans des molécules organiques simples.
                                                          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         2            Inclure la signification du terme plan de polarisation de la lumière.
       pour distinguer les isomères optiques.
20.6.7 Comparer les propriétés physiques et           3
       chimiques des énantiomères.


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 2
        sur la base de données relatives aux
        enthalpies de combustion.

B2Les protéines (3h)

B.2.1   Représenter la formule générale des 2-          1
        aminoacides (acides α-aminés).
B.2.2   Décrire les propriétés caractéristiques des     2        Les propriétés doivent inclure le point isoélectrique, la formation de zwitterions
        2-aminoacides (acides α-aminés).                         et l’effet tampon.


B.2.3   Décrire la réaction de condensation des 2-      2        Les réactions qui mettent en jeu trois acides aminés seront évaluées.
        aminoacides (acides α-aminés) pour former
        des polypeptides.
B.2.4   Décrire et expliquer la structure primaire,     3        Inclure toutes les liaisons et les interactions (intramoléculaires et
        secondaire (hélice α et feuillets plissés β),            intermoléculaires) responsables de la structure des protéines.
        tertiaire et quaternaire des protéines.
B.2.5   Expliquer comment les protéines peuvent         3
        être analysées par chromatographie et par
        électrophorèse.
B.2.6   Énumérer les fonctions principales des          1        Inclure les protéines structurales (par exemple, le collagène), les enzymes, les
        protéines dans l’organisme humain.                       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   2        Les monosaccharides renferment un groupe carbonyle (C=O) et au moins deux
        monosaccharides.                                         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          isomères α et β.
        fructose.
B.3.3   Décrire la réaction de condensation de      2    Les exemples envisagés incluent :
        monosaccharides pour former des
        disaccharides et des polysaccharides.                  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      1    Inclure les sources d’énergie (glucose), les réserves d’énergie (glycogène) et les
        glucides dans l’organisme humain.                précurseurs d’autres molécules d’importance biologique.
B.3.5   Comparer les propriétés structurales de     3    Les deux molécules sont des polymères constitués d’unités glucose.L’amidon se
        l’amidon et de la cellulose et expliquer         présente sous deux formes : l’amylose, qui est un polymère à chaîne linéaire
        pourquoi les humains peuvent digérer             (liaisons α-1,4) et l’amylopectine, qui présente une structure ramifiée possédant
        l’amidon, mais pas la cellulose.                 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     1    Les fibres alimentaires sont principalement des constituants végétaux qui ne sont
        alimentaire.                                     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     2    Objectif global 8 : les fibres alimentaires peuvent être utiles dans la prévention
        riche en fibres alimentaires.                    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 3     Les exemples envisagés incluent les triglycérides (graisses et huiles), les
        lipides présents dans l’organisme humain.        phospholipides (lécithine) et les stéroïdes (cholestérol).
B.4.2   Résumer la différence entre cholestérol      2
        HDL (à lipoprotéines de haute densité) et
        cholestérol LDL (à lipoprotéines de basse
        densité) et résumer son importance.
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              saturés, monoinsaturés et polyinsaturés, et sont classées selon le type
        insaturés.                                          prédominant d’insaturation présente.


B.4.4   Comparer les structures de deux acides          3
        gras essentiels, l’acide linoléique (acide
        gras oméga-6) et linolénique (acide gras
        oméga-3) et exprimer leur importance.
B.4.5   Définir le terme indice d’iode et calculer le   2   Le nombre de moles de I2 qui réagissent avec une mole de graisse ou d’huile
        nombre de liaisons doubles C=C dans une             indique le nombre de liaisons doubles présentes dans la molécule de graisse ou
        graisse ou une huile insaturée en utilisant         d’huile.
        des réactions d’addition.

B.4.6   Décrire la réaction de condensation du          2
        glycérol et de trois molécules d’acides gras
        pour former un triglycéride.
B.4.7   Décrire l’hydrolyse des triglycérides           2
        catalysée par une enzyme au cours de la
        digestion.
B.4.8   Expliquer la haute valeur énergétique des       3
        lipides comparée à celle des glucides.
B.4.9   Décrire les rôles importants des lipides        2   Les rôles importants incluent :
        dans l’organisme et les effets négatifs
        qu’ils peuvent exercer sur la santé.                      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                  2   Les micronutriments sont des substances requises en très petites quantités (mg ou
        micronutriments et macronutriments.                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     3
        A), du calciférol (vitamine D) et de l’acide
        ascorbique (vitamine C).
B.5.3   Sur la base de sa structure, déduire si une    3   Les exemples envisagés incluent :
        vitamine est hydrosoluble ou liposoluble.
                                                                 hydrosolubles : vitamines B et C ;
                                                                 liposolubles : vitamines A, D, E et K.

B.5.4   Discuter des causes et des effets des          3   Les carences en micronutriments incluent :
        carences en nutriments dans divers pays et
        proposer des solutions.                                  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           2   Les hormones sont des messagers chimiques sécrétés directement dans le sang
        hormones dans l’organisme.                         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    3   Insister sur la présence d’un squelette stéroïde commun et sur la différence au
        hormones sexuelles.                                niveau des groupements fonctionnels.
B.6.3   Décrire le mode d’action des contraceptifs     2   Objectif global 8
        oraux.
B.6.4   Résumer l’utilisation et l’abus des            2   Objectif global 8
        stéroïdes.

   B7Les enzymes (3h)

B.7.1   Décrire les caractéristiques des catalyseurs   2   Inclure : les enzymes sont des protéines ; l’activité dépend de la structure tertiaire
        biologiques (enzymes).                             et quaternaire ; le caractère spécifique de l’action enzymatique.
B.7.2   Comparer les catalyseurs inorganiques et       3
        les catalyseurs biologiques (enzymes).
B.7.3   Décrire la relation entre la concentration     2
        du substrat et l’activité enzymatique.
B.7.4   Déterminer Vmax et la valeur de la             3
        constante de Michaelis (Km) par la
        méthode graphique et expliquer leur
        signification.
B.7.5   Décrire le mécanisme de l’activité             2
        enzymatique, incluant le complexe
        enzyme-substrat, le site actif et le modèle
        d’adaptation induite.
B.7.6   Comparer l’inhibition compétitive et           3
        l’inhibition non compétitive.
B.7.7   Exprimer et expliquer les effets des ions de   3
        métaux lourds, des variations de
        température et de pH sur l’activité
        enzymatique.


   B8Les acides nucléiques (3h)

B.8.1   Décrire la structure des nucléotides et de     2   Les acides nucléiques sont des polymères constitués de nucléotides. Un
        leurs polymères de condensation (acides            nucléotide contient un groupe phosphate, un sucre pentose et une base organique
        nucléiques et polynucléotides).                    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       2   Le sucre pentose de l’ARN est le ribose, celui de l’ADN est le désoxyribose. Il
        l’ARN.                                             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     3   La structure possède deux brins d’acides nucléiques qui s’enroulent autour d’un
        l’ADN.                                             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         2   L’ADN est le matériel génétique qu’un individu hérite de ses parents. Il dirige la
        des informations génétiques, et expliquer                  synthèse de l’ARNm (transcription) et, par l’intermédiaire de l’ARNm, il dirige
        son rôle dans la synthèse des protéines.                   la synthèse des protéines (traduction) à l’aide d’un code basé sur les triplets.
B.8.5   Résumer les étapes qui interviennent dans       2          Objectif global 8 : envis
        les applications de l’identification par
        l’analyse de l’ADN et exprimer son
        utilisation.


   B9La respiration cellulaire (1h)

B.9.1   Comparer la respiration aérobie et la           3          Dans la respiration aérobie, le glucose est converti en pyruvate, lequel, en
        respiration anaérobie du glucose en termes                 présence d’oxygène, se transforme en dioxyde de carbone et en eau.
        d’oxydoréduction et de libération                          Globalement, le glucose subit une oxydation et l’oxygène, une réduction. Dans la
        d’énergie.                                                 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         2          Les cytochromes et l’hémoglobine constituent des exemples appropriés.
        transport des électrons et celui des ions fer
        dans le transport d’oxygène.




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              2          Inclure les sources naturelles et les sources d’origine humaine. Dans la mesure
        monoxyde de carbone (CO), d’oxydes             du possible, les équations des réactions rencontrées doivent être utilisées.
        d’azote (NOx), d’oxydes de soufre (SOx),
        de particules et de composés organiques
        volatils (COV) dans l’atmosphère.
E.1.2   Évaluer les méthodes actuelles de          3   Les exemples envisagés incluent :
        réduction de la pollution de l’air.
                                                             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   1   Les dépôts acides désignent le processus par lequel des particules, des gaz et des
        acides et résumer leurs origines.              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   3
        dépôts acides et des méthodes possibles
        pour les combattre.



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       3   Les gaz à effet de serre à prendre en considération sont CH4, H2O, CO2, N2O et
        serre et leurs sources, et discuter de leurs     les chlorofluorocarbures (CFC). Leurs effets dépendent de leur abondance et de
        effets respectifs.                               leur capacité à absorber le rayonnement thermique.
E.3.3   Discuter de l’influence d’une augmentation 3     Les exemples envisagés incluent : la dilatation thermique des océans, la fonte des
        de la quantité de gaz à effet de serre sur       calottes polaires, les inondations, les sécheresses, les changements de
        l’atmosphère.                                    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   2    Formation :
        l’ozone dans la stratosphère par des
        processus naturels.
                                                         Destruction :


E.4.2   Énumérer les polluants responsables de la   1    Les exemples incluent les chlorofluorocarbures (CFC) et les oxydes d’azote
        diminution de la concentration de l’ozone        (NOx).
        et indiquer leurs sources.
E.4.3   Discuter des produits de remplacement       3    Ces produits de remplacement comprennent les hydrocarbures, les fluorocarbures
        possibles des CFC sur la base de leurs           et les hydrofluorocarbures (HFC). Inclure la toxicité, l’inflammabilité, la fragilité
        propriétés.                                      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           2
        oxygène (DBO) comme mesure de la
        quantité de déchets demandeurs en
        oxygène présents dans l’eau.
E.5.2   Distinguer la décomposition aérobie et la    2   Dans la mesure du possible, utiliser les équations redox.
        décomposition anaérobie des matériaux
        organiques présents dans l’eau.
E.5.3   Décrire le processus d’eutrophisation et ses 2
        effets.
E.5.4   Décrire la source et les effets de la        2
        pollution thermique de l’eau.


E6Le traitement des eaux (2h30)

E.6.1   Énumérer les principaux polluants présents   2   Les exemples envisagés incluent les métaux lourds, les pesticides, les dioxines,
        dans les eaux usées et identifier leurs          les biphényles polychlorés (BPC), les matières organiques, les nitrates et les
        sources.                                         phosphates.

                                                         Objectif global 7 : des banques de données et des tableurs peuvent être utilisés.
E.6.2   Résumer les stades primaire, secondaire et   2   En ce qui concerne le premier stade du traitement, la filtration et la sédimentation
        tertiaire du traitement des eaux usées et        doivent être envisagées.
        exprimer la substance qui est éliminée à
        chaque stade.                                    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      3
        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.




E7Le sol (2h30)

E.7.1   Discuter des phénomènes de salinisation,     3   Salinisation : elle résulte d’une irrigation constante des sols. Les eaux
        d’épuisement des nutriments et de                d’irrigation contiennent des sels qui se déposent après l’évaporation de l’eau.
        pollution des sols comme causes de la            Dans les sols mal drainés, les sels ne sont pas entraînés et commencent à
        dégradation des sols.                          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         2   Le terme matières organiques des sols (MOS) est en général utilisé pour
        organiques des sols (MOS) pour empêcher        représenter les constituants organiques dans les sols, incluant les tissus végétaux
        la dégradation des sols et résumer leurs       et animaux intacts, leurs produits de décomposition partielle et la biomasse
        fonctions physiques et biologiques.            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          1   Les exemples proposés doivent inclure : hydrocarbures de pétrole, produits
        communs des sols et indiquer leurs             agrochimiques, composés organiques volatils (COV), solvants, hydrocarbures
        sources.                                       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           3   Les exemples incluent la mise en décharge et l’incinération.
        méthodes d’élimination des déchets.
E.8.2   Décrire le recyclage des métaux, du verre,    2
        des plastiques et du papier et résumer ses
        avantages.
E.8.3   Décrire les caractéristiques et les sources   2   Inclure les déchets faiblement et hautement radioactifs.
        des différents types de déchets nucléaires.
E.8.4   Comparer les méthodes de stockage et          3
        d’élimination de différents types de
        déchets nucléaires.


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

E.9.1   Expliquer que la dissociation de O2 et de     3   λ = 242 nm
        O3 dépend de la longueur d’onde de la
        lumière.                                          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     2   Par exemple :
        destruction de O3 par les CFC et les NOx.


                                                          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          supérieures de l’atmosphère. Évoquer le phénomène de catalyse de surface
        importante dans les régions polaires.             auquel donnent lieu les particules de glace.
   E10Le brouillard photochimique (smog) (2h)

E.10.1 Exprimer la source des polluants primaires    1   Les COV et les NOx, l’inversion thermique, l’absence de vent, et les villes en
       et les conditions nécessaires pour la             forme de cuvettes doivent être discutés.
       formation du brouillard photochimique
       (smog).
E.10.2 Résumer la formation de polluants             2   Les exemples envisagés incluent NO2, O3, les aldéhydes et les nitrates de
       secondaires dans le brouillard                    peroxyacétyle (NPA). Il faut insister sur le rôle des radicaux libres et du
       photochimique (smog).                             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        2   Formation des radicaux hydroxyle :
       causés par les oxydes d’azote et les oxydes
       de soufre.                                        ou
E.11.2 Expliquer le rôle de l’ammoniac dans les     3   Dans l’atmosphère, l’ammoniac neutralise en grande partie les acides formés pour
       dépôts acides.                                   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          3   Étant donné l’équilibre établi entre un métal M et un non-métal X :
       l’élimination de l’eau d’ions de métaux                                  .
       lourds, de phosphates et de nitrates par
       précipitation chimique.                          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   2   La quantité de cations échangeables dans l’argile est appelée capacité d’échange
       d’échange cationique (CEC) et résumer            cationique. Dans la mesure du possible, utiliser les équations.
       son importance.
E.12.3 Discuter des effets du pH du sol sur la      3   Les exemples de nutriments envisagés incluent Ca, Mg, Fe, Al, P, N, S, Cu et Zn.
       capacité d’échange cationique et sur la          Dans la mesure du possible, inclure les équations.
       disponibilité des nutriments.
E.12.4 Décrire les fonctions chimiques des          2   Inclure les fonctions suivantes :
       matières organiques des sols (MOS).
                                                               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.

				
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