IST Syllabus L2 Programme Majeure 3b Chimie (C, PC, CUPGE-PC)

Semestre 3

97,5 heures

UE Modèle quantique de l'atome aux liaisons chimiques (10,5h CM – 10,5h TD)

Prérequis
Evolution des propriétés atomiques sur le tableau périodique des éléments, physique des ondes, outils mathématiques sur la dérivation et intégration de fonctions simples

Compétences visées
Être capable de corréler la structure géométrique et électronique des molécules avec la nature des atomes les constituant, et en déduire quelques propriétés chimiques de molécules simples

Enjeux du cours
Acquérir les notions de base de la mécanique quantique appliquées à l’étude de la structure électronique des atomes et des orbitales moléculaires de molécules simples

Programme du cours

Chapitre I : Postulats et bases de la mécanique quantique
Aspects ondulatoire et corpusculaire de la lumière : Caractère ondulatoire de la lumière ; Caractère corpusculaire : Dualité onde-corpuscule.
Aspect ondulatoire le la matière : Hypothèse de de Broglie (1924). Expérience de Davisson et Germer (1927).Principe d’incertitude de Heisenberg (1927).
Postulats et bases de la mécanique quantique (ondulatoire) : Notion de probabilité de présence et de fonction d’ onde ; Quantification de l’énergie.

Chapitre 2 : Les orbitales atomiques
Solutions de l’équation de Schrödinger pour l’atome d’hydrogène : Energies ; Nomenclature des fonctions d’onde. Nombres quantiques n, l, m ; Description des fonctions d’onde : partie radiale, partie angulaire. Représentation spatiale ; Densité de probabilité radiale
Spin de l’électron. Nombre quantique magnétique de spin, m_s
Atomes hydrogénoïdes. Energies, fonctions d’onde.
Orbitales Atomiques des atomes polyélectroniques : Approximation orbitalaire ; Expressions des orbitales atomiques ; Energies des O.A.

Chapitre 3 : Description de liaison chimique par la théorie des orbitales moléculaires (cas des molécules diatomiques)
Approximation fondamentale : Approximation de Born-Hoppenheimer ; Approximation orbitalaire ; Expression des OM – Théorie LCAO ; Quelques molécules diatomiques hétéronucléaires
Etude des molécules de type H₂ (interaction entre 2 OA 1s) : Recherche des OM ; Densité électronique ; Représentation des OM ; Diagramme énergétique ; Configurations électroniques, indices de liaison et propriétés magnétiques
Molécules diatomiques homonucléaires : Choix des OA à combiner pour former les OA ; Obtenir un recouvrement efficace. Critère de symétrie. Eléments de symétrie. Symétrie du nuage électronique. Recouvrements non nuls. Densité électronique associée aux OM. Critère énergétique. Application aux molécules 0₂ et F₂ Li₂, Be₂, B₂, C₂, N₂
Molécules diatomiques hétéronucléaires : Principe ; Application molécule LiH

Chapitre 4 : Description de liaison chimique par la théorie de la liaison de valence ou orbitales moléculaires localisées (cas des molécules polyatomiques).
Squelette s : Hybridation des OA à l’intérieur d’une molécule : hybridation sp³, sp² sp ; Construction des orbitales de liaison ; Construction des orbitales moléculaires localisées entre deux atomes voisins
Les orbitales moléculaires p (molécules polyatomiques avec liaisons multiples) : Construction des OM p localisées ; Les OM p délocalisées. Mésomérie Exemple des molécules C₆H₆

UE Chimie Organique 1 (15h CM – 15h TD)

Prérequis
Chimie organique L1

Compétences visées
Maitriser les mécanismes des diverses réactions utilisées en chimie organique (Addition, substitution, élimination).

Enjeux du cours
Appliquer toutes les notions de mésomérie, d’acidité de basicité, de nucléophilie et d’électrophilie pour mieux comprendre les mécanismes en chimie organique.

Programme du cours :

Introduction-Rappels
Acidité –Basicité : Les grands types de réactions - Notion de Nucléophile–électrophile.
Réaction d’addition ; Réaction d‘élimination ; Réaction de substitution ; Réaction de réarrangement ; Les différents intermédiaires réactionnels ; L’étape élémentaire ; Les réactions complexes ; Cinétique d’une réaction ; L’état de transition d’une réaction ; La catalyse.
Substitution Nucléophile et Elimination Nucléophile, S_N1 ou S_N2, E1 ou E2.
Les réactions d’addition électrophile

UE Thermodynamique - Cinétique (15h CM – 15h TD)

Prérequis
1^er , 2^nde et 3^ème Principe de la Thermodynamique ; Enthalpie libre.
Grandeurs molaires partielles et grandeurs de réactions.
Outils de bases de mathématiques sur les dérivée partielles, les méthodes de calculs faisant intervenir la fonction logarithme népérien et décimal, notion de différentielle.
Méthodes de la réaction prépondérantes. (RP)

Compétences visées
Pour la Thermochimie :
Comprendre la notion de potentiel chimique d’un corps pur et savoir l’utiliser dans l’étude thermodynamique des équilibres diphasés des corps purs.
Savoir utiliser la relation de Clapeyron pour les équilibres physiques.
Savoir exploiter la constante d’équilibre.
Faire une utilisation judicieuse de la loi de Van’t Hoff.
Utiliser judicieusement la notion de variance.
Savoir exploiter la variation de l’enthalpie libre « G » afin de prévoir les conditions d’évolution ou non d’évolution d’un système chimique.

Pour les diagrammes binaires liquide -vapeur
Construire un diagramme isobare d’équilibre entre deux phases d’un mélange binaire à partir d’informations relatives aux courbes d’analyses thermiques.
Décrire les caractéristiques des mélanges homoazéotropes, hétéroazéotropes, indifférents, eutectiques et des composés définis.
Dénombrer les degrés de liberté d’un système à l’équilibre et interpréter le résultat.
Exploiter les diagrammes isobares d’équilibre entre deux phases pour, à composition en fraction molaire ou massique donnée.
Tracer l’allure de la courbe d’analyse thermique en indiquant le nombre de degrés de liberté du système sur chaque partie de la courbe.

Déterminer les températures de début et de fin de changement d’état.
Donner la composition des phases en présence à une température T fixée ainsi que les quantités de matière ou les masses dans chaque phase.
Interpréter une distillation simple, une distillation fractionnée, une distillation hétéroazéotropique à l’aide des diagrammes isobares d’équilibre liquide-vapeur.

Pour la Cinétique chimique :
Comprendre et Savoir définir la notion vitesse de réactions, établir la loi de vitesse d’une réaction.
Déterminer une vitesse de réaction à différentes dates en utilisant une méthode numérique ou graphique.
Savoir établir la dépendance de la vitesse de réaction par rapport à la température et utiliser la loi d’Arrhenius pour calculer l’énergie d’activation.
Savoir définir la notion d’ordre de réaction et déterminer un ordre de réaction à l’aide de plusieurs méthodes.

Enjeux du cours
Introduire la notion de potentiel chimique afin de traduire l’état d’un constituant physico-chimique et de prévoir ainsi les transferts de phases.
On introduira la notion de variance afin de préciser le nombre de paramètres intensifs pouvant être fixés indépendamment les uns des autres pour décrire complètement l’état d’équilibre d’un système physicochimique.
On montrera comment l’application des principes de la thermodynamique conduisent aux conditions d’évolution et d’équilibre.
Puis on développera les méthodes qui permettent de prévoir le sens de déplacement d’un équilibre lors d’une perturbation d’un paramètre d’équilibre.
On fera l’étude de la réaction chimique sous son aspect dynamique :
Pour cela, on rappellera que la thermodynamique permet de prédire l’évolution d’un système chimique mais elle ne permet de déterminer ni la vitesse de transformation ni le chemin par lequel s’effectue une transformation.
On développera ici un des intérêts de la cinétique chimique qui est celui de montrer comment la connaissance des équations d’évolution temporelle permet de prévoir la durée nécessaire d’une transformation dans des conditions données.
On fera l’étude de différents types de mélanges binaires en vue d’une application concrète aux différentes méthodes de distillation.

Programme du cours

Chapitre 1 : - Potentiel chimique et équilibres de changement d’état.(3, 5 h CM)

Potentiel chimique : Différentielle des fonctions d'état : U, H, F et G ; Définition du potentiel chimique ; Relation de Gibbs-Duhem ; Variation du potentiel chimique avec la pression et la température ; Expressions du potentiel chimique : d'un constituant gazeux : gaz parfait, d'un constituant en phase condensé : constituant pur.

Equilibre de changement d’état : Diagramme d'équilibre P = f(T) : Courbes de fusion, de vaporisation, de sublimation. Point triple. Point critique. ; Condition d'évolution et d'équilibre ; Relation de Clapeyron ; Relations entre chaleurs latentes aux points triples.

Chapitre 2 : Thermodynamique chimique (4,5 h CM)

Variation de l'enthalpie libre G au cours d'une réaction chimique : Conditions d'évolution et d'équilibre

Constante d'équilibre : Expression de l'enthalpie libre de réaction en fonction du produit de réaction Q, ;  Expression de la constante d'équilibre K_éq ; Influence de la température sur la constante d'équilibre : relation de Van't Hoff.

Notion de Variance.

Déplacement de l'équilibre chimique : Loi de modération : principe de Le Châtelier ; Influence de la température : loi de Van't Hoff ; Influence de la pression ; Influence du volume ; Addition de constituant actif, de constituant inactif.

Chapitre 3 : Equilibres binaires liquide-vapeur (3 h CM)

Rappels sur le corps pur ; Système binaire idéal ; Mélanges binaires réels ; Lecture des diagrammes ; Application à la distillation

Chapitre 4 : Cinétique chimique (4 h CM)

Facteurs de la cinétique : Définition de la vitesse d'une réaction : ordre global, ordre partiel ; Influence de la température : loi d'Arrhenius.

Cinétique formelle : Étude des réactions d'ordre 0, 1, 2, 3 ; Méthodes expérimentales de la cinétique chimique ; Méthodes physiques et chimiques ; Détermination expérimentale de l'ordre d'une réaction

UE Expériences (Orga & Thermo/Cinétique) (16h TP)  

Prérequis
La chimie organique est une matière expérimentale, les deux méthodes étudiées font partie des bases qu'un chimiste doit connaitre.
Des connaissances théoriques en thermochimie et en cinétique acquis pendant les cours magistraux.

Compétences visées
La chimie organique est une matière expérimentale, les deux méthodes étudiées font partie des bases qu'un chimiste doit connaitre.
La thermochimie et la cinétique font parties de la base générale de la science chimique. Les expériences réalisées donnent aux étudiants les compétences pratiques en extractions liquides/liquides, dosages colorimétriques, études spectroscopiques.

Enjeux du cours
Appréhender deux techniques expérimentales utilisées en chimie organique
Comprendre le principe théorique appliquée dans chaque partie des expériences

Programme du cours
Deux méthodes utilisées en chimie organique, la séparation liquide -liquide et la chromatographie sur couche mince et sur colonne.
Etudier de l'équilibre liquide/vapeur de l'eau en fonction de la température. Déterminer des enthalpies et entropies standards de changement d'état
Déterminer de la constante d'équilibre d'une réaction
Cinétique de décoloration du bleu de bromophénol