Physique-Chimie — Terminale

Chimie - Classe de Terminale

Cours complet de chimie pour la classe de Terminale (lycée général). Programme officiel réforme 2021 : cinétique chimique, équilibres, stéréochimie,…

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Chimie - Classe de Terminale

Programme officiel — Lycée général (Réforme bac 2021)

Chapitre 1 — Optimisation de la synthèse organique

1.1 Les grandes réactions en synthèse organique

La chimie organique de terminale approfondit les mécanismes réactionnels et les stratégies de synthèse.

Tableau des principales réactions :

1.2 Optimisation du rendement : déplacer l'équilibre

Pour une réaction à l'équilibre, on peut déplacer l'équilibre dans le sens souhaité :

Principe de Le Chatelier : tout système en équilibre réagit à une perturbation en s'y opposant.

Stratégies pratiques :

1. Excès d'un réactif → déplace l'équilibre vers les produits
2. Élimination d'un produit (distillation, précipitation) → déplace vers les produits
3. Modification de température :

• Réaction exothermique (ΔH < 0) : baisser T déplace vers les produits
• Réaction endothermique (ΔH > 0) : augmenter T déplace vers les produits

1. Modification de pression (gaz) : augmenter P favorise le côté avec moins de moles de gaz

Rendement : $\eta = \frac{n_{produit\,obtenu}}{n_{produit\,théorique}} \times 100\%$

1.3 Cinétique des réactions

La vitesse de réaction mesure la rapidité d'évolution d'un système chimique.

Vitesse d'apparition d'un produit P : $v = \frac{d[P]}{dt}$

Vitesse de disparition d'un réactif A : $v = -\frac{d[A]}{dt}$

Facteurs cinétiques :

Loi de vitesse d'ordre 1 (radioactivité, certaines réactions) : $A = [A]_0 \cdot e^{-kt}$

Temps de demi-réaction : $t_{1/2} = \frac{\ln 2}{k}$

1.4 Catalyse

Types de catalyse :

Mécanisme : le catalyseur forme un intermédiaire réactionnel qui abaisse l'énergie d'activation E_a, sans modifier l'état final (ΔG inchangé).

Chapitre 2 — Équilibres chimiques en solution

2.1 La constante d'équilibre K

Pour la réaction : $aA + bB \rightleftharpoons cC + dD$

$K = \frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}$

• K > 1 : équilibre favorable aux produits
• K < 1 : équilibre favorable aux réactifs
• K = K_a pour les acide-base ; K = K_e pour l'eau

Quotient réactionnel Q_r : Permet de prévoir le sens d'évolution :

• Q_r < K → la réaction avance dans le sens direct
• Q_r > K → la réaction avance dans le sens indirect
• Q_r = K → le système est à l'équilibre

2.2 Équilibres acide-base : approfondissement

Solutions tampons :

Un tampon est un mélange d'un acide faible et de sa base conjuguée qui résiste aux variations de pH.

$pH = pK_a + \log\frac{[A^-]}{[AH]}$

(Équation de Henderson-Hasselbalch)

Propriétés d'un tampon :

• pH stable lors d'ajout modéré d'acide ou de base
• Efficace pour pH ∈ [pKa – 1 ; pKa + 1]
• Exemple : tampon acétate pH ≈ 4,8 (pKa = 4,8 + log(1/1))

Dosage acido-basique (titrage) :

Le dosage permet de déterminer la concentration inconnue d'une solution.

Point d'équivalence E : toute la quantité d'acide (ou de base) a été exactement neutralisée. $n_{acide} = n_{base}$ $C_a V_a = C_b V_b \quad \text{(acide monoprotique + base monoprotique)}$

Indicateurs colorés : changent de couleur autour du pH de l'équivalence.

2.3 Solubilité et produit de solubilité

Pour un sel peu soluble MA ⇌ M⁺ + A⁻ :

$K_s = [M^+][A^-]$

• Si Q < K_s → dissolution (le solide continue à se dissoudre)
• Si Q > K_s → précipitation
• Si Q = K_s → solution saturée (équilibre)

Solubilité s (mol/L) : concentration maximale en ions dissous.

Pour MA → s = √K_s Pour MA₂ → s = (K_s/4)^(1/3)

Effet d'ion commun : la présence d'un ion commun diminue la solubilité.

Chapitre 3 — Chimie organique avancée

3.1 Stéréochimie

Carbone asymétrique (chirale) : carbone sp3 lié à 4 groupes différents. Notation : C*

Énantiomères : molécules images l'une de l'autre dans un miroir plan, non superposables.

Configuration R/S (règles de Cahn-Ingold-Prelog) :

1. Classer les 4 substituants par priorité (Z↑)
2. Placer le substituant le moins prioritaire derrière
3. Lire le sens de rotation (H → M → L) :

• Sens horaire → R (rectus)
• Sens antihoraire → S (sinister)

Activité optique : les énantiomères dévient le plan de la lumière polarisée en sens opposés (+ ou –).

Diastéréoisomères : stéréoisomères non images l'un de l'autre dans un miroir.

Isomérie Z/E (doubles liaisons) :

• Z (zusammen = ensemble) : groupes prioritaires du même côté
• E (entgegen = opposé) : groupes prioritaires du côté opposé

3.2 Mécanismes réactionnels

Notations :

• Nucléophile (Nu) : riche en électrons, attaque un carbone électrophile
• Électrophile (E⁺) : pauvre en électrons, attaque un carbone nucléophile
• Flèche courbe : représente le déplacement d'un doublet électronique

Substitution nucléophile SN2 :

• Mécanisme en une étape (concerté)
• Inversion de configuration (effet Walden)
• Favorisée sur les carbones primaires

$Nu^- + R{-}X \rightarrow Nu{-}R + X^-$

Addition électrophile AE sur un alcène :

1. L'électrophile H⁺ attaque la double liaison → carbocation
2. Le nucléophile (X⁻) attaque le carbocation

Règle de Markovnikov : dans l'addition de HX sur un alcène non symétrique, H s'ajoute sur le carbone le plus hydrogéné (formant le carbocation le plus stable).

Élimination (E2) : $R{-}CH_2{-}CH_2{-}X \xrightarrow{base\,forte} R{-}CH=CH_2 + HX$

3.3 Les polymères

Polymère : macromolécule formée par la répétition d'un motif (monomère).

Polyaddition (sans sous-produit) : $n\,CH_2=CH_2 \rightarrow (-CH_2-CH_2-)_n$ Exemple : polyéthylène (PE), PVC, polypropylène

Polycondensation (avec élimination d'une petite molécule, souvent H₂O) :

Degré de polymérisation n : nombre de motifs dans la chaîne.

Chapitre 4 — Électrochimie et piles

4.1 Thermodynamique des réactions d'oxydoréduction

Potentiel standard E° (en V vs ESH) : Mesuré par rapport à l'électrode standard à hydrogène (E° = 0 V par convention).

Pile électrochimique :

• Cathode (+) : réduction (OX + ne⁻ → RED)
• Anode (–) : oxydation (RED → OX + ne⁻)

Fem standard : $E°_{pile} = E°_{cathode} - E°_{anode}$

Si E°_pile > 0 → réaction spontanée dans le sens indiqué.

Équation de Nernst : $E = E° - \frac{RT}{nF}\ln Q = E° - \frac{0{,}059}{n}\log Q \quad \text{(à 25°C)}$

Énergie électrique maximale : $W_{élec} = nFE°_{pile}$

• n : nombre d'électrons échangés
• F = 96 485 C/mol (Faraday)

4.2 Électrolyse

L'électrolyse utilise un courant électrique pour forcer une réaction non spontanée.

Cathode (–) : réduction forcée (ions positifs → métal déposé) Anode (+) : oxydation forcée

Applications :

• Galvanoplastie (dépôt de chrome, nickel)
• Production d'aluminium (électrolyse de l'alumine)
• Électrolyse de l'eau : 2H₂O → 2H₂ + O₂
• Production de chlore : 2NaCl(aq) → Cl₂ + H₂ + 2NaOH

Loi de Faraday : $m = \frac{M \cdot I \cdot t}{n \cdot F}$

• m : masse déposée (g)
• I : intensité (A)
• t : durée (s)
• M : masse molaire (g/mol)
• n : nombre d'électrons échangés

Chapitre 5 — Chimie des solutions : approfondissement

5.1 Dosages par titrage

Types de dosages :

1. Dosage acido-basique : $n_{acide} \times z_a = n_{base} \times z_b$ (z = nombre de H⁺ échangés)

2. Dosage par oxydoréduction : À l'équivalence : n_Ox × z_Ox = n_Red × z_Red

Exemple — Permanganométrie : $MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O$ $Fe^{2+} \rightarrow Fe^{3+} + e^-$ Bilan : MnO₄⁻ + 5Fe²⁺ + 8H⁺ → Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 4H₂O

Détection du point d'équivalence :

• Indicateur coloré
• pH-mètre (suivi potentiométrique)
• Conductimétrie

Calcul de la concentration : $C_{inconnue} = \frac{C_{connu} \times V_{connu}}{V_{inconnue}}$

5.2 Spectroscopie et identification

Spectroscopie UV-Visible :

• Absorption par les chromophores (liaisons conjuguées, cycles aromatiques)
• Loi de Beer-Lambert : A = ε·l·c
• A : absorbance
• ε : coefficient d'extinction molaire (L·mol⁻¹·cm⁻¹)
• l : longueur du trajet (cm)
• c : concentration (mol/L)
• Dosage colorimétrique : mesurer A à λ_max

Spectroscopie IR : Identification des groupes fonctionnels par absorption infrarouge.

RMN du proton (¹H NMR) : Identifie les protons selon leur environnement chimique.

Multiplicité (règle n+1) : Un proton couplé à n protons voisins apparaît comme un multiplet : n+1 raies.

• Singulet (s) : 0 voisin
• Doublet (d) : 1 voisin
• Triplet (t) : 2 voisins
• Quadruplet (q) : 3 voisins

Chapitre 6 — Physique-chimie des solutions

6.1 Conductimétrie

La conductimétrie mesure la capacité d'une solution à conduire le courant électrique.

Conductance G (siemens, S) : $G = \sigma \cdot \frac{S}{l}$

• σ : conductivité (S/m)
• S : section (m²)
• l : longueur (m)

Conductivité molaire ionique λ : $\sigma = \sum \lambda_i \cdot c_i$

Dosage conductimétrique : Le point d'équivalence correspond à un changement de pente sur la courbe G = f(V_versé).

6.2 Chromatographie

Principe : séparation des composés selon leur affinité pour la phase stationnaire vs phase mobile.

Rapport frontal (CCM) : $R_f = \frac{d_{composé}}{d_{solvant}}$

Caractéristique d'un composé dans des conditions données (solvant + phase stationnaire).

Chapitre 7 — Énergie et chimie

7.1 Thermochimie

Enthalpie standard de formation ΔfH° : Chaleur dégagée ou absorbée lors de la formation de 1 mol d'un composé à partir de ses éléments dans leur état standard.

Loi de Hess : $\Delta_r H° = \sum \Delta_f H°_{produits} - \sum \Delta_f H°_{réactifs}$

Énergie de liaison : $\Delta_r H \approx \sum E_{liaisons\,rompues} - \sum E_{liaisons\,formées}$

Les liaisons rompues coûtent de l'énergie (positif), celles formées en libèrent (négatif).

7.2 Spontanéité des réactions

Énergie libre de Gibbs : $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$

Relation ΔG et K : $\Delta G° = -RT\ln K$

• ΔG° < 0 → K > 1 → équilibre en faveur des produits
• ΔG° > 0 → K < 1 → équilibre en faveur des réactifs

7.3 Piles à combustible et énergies renouvelables

Pile à hydrogène (H₂/O₂) :

• Anode : H₂ → 2H⁺ + 2e⁻
• Cathode : O₂ + 4H⁺ + 4e⁻ → 2H₂O
• Bilan : 2H₂ + O₂ → 2H₂O (E° = 1,23 V)

Avantages : émissions nulles (H₂O), haute densité énergétique.

Chapitre 8 — Chimie et développement durable

8.1 Les 12 principes de la chimie verte

1. Prévention des déchets
2. Économie d'atomes (maximiser l'incorporation des réactifs dans le produit)
3. Synthèses moins dangereuses
4. Conception de produits moins dangereux
5. Solvants et auxiliaires moins polluants
6. Efficacité énergétique
7. Utilisation de matières premières renouvelables
8. Éviter les dérivatisations inutiles
9. Catalyse > stœchiométrie
10. Conception de produits biodégradables
11. Analyse en temps réel (chimie analytique verte)
12. Chimie plus sûre pour prévenir les accidents

Économie d'atomes (atom economy) : $E_{atomes} = \frac{M_{produit\,désiré}}{\sum M_{réactifs}} \times 100\%$

8.2 Chimie des médicaments

Pharmacocinétique : absorption, distribution, métabolisme, élimination (ADME).

Chiralité en pharmacologie : Les énantiomères peuvent avoir des effets biologiques très différents (exemple : thalidomide — un énantiomère sédatif, l'autre tératogène).

Synthèse asymétrique : production préférentielle d'un énantiomère (catalyse chirale).

Résumé des formules essentielles — Terminale

Exercices types BAC — Terminale

Exercice 1 — Dosage par titrage (12 pts)

On titre une solution d'acide chlorhydrique HCl de volume V_a = 20,0 mL de concentration C_a inconnue par une solution de soude NaOH de concentration C_b = 0,100 mol/L. Le point d'équivalence est atteint pour V_E = 15,0 mL de NaOH versés.

1. Écrire l'équation de la réaction de titrage.
2. Calculer C_a.
3. Calculer le pH avant le titrage si HCl est un acide fort.
4. Quel indicateur coloré choisir pour ce dosage ? Justifier.

Corrigé :

1. H₃O⁺ + OH⁻ → 2H₂O (ou HCl + NaOH → NaCl + H₂O)
2. C_a × V_a = C_b × V_E → C_a = (0,100 × 15,0) / 20,0 = 0,0750 mol/L
3. [H₃O⁺] = 0,0750 mol/L → pH = –log(0,0750) = 1,12
4. Phénolphtaléine (virage 8,2–10) car à l'équivalence (mélange NaCl neutre) le pH ≈ 7, mais la phénolphtaléine virante à pH ≈ 9 est acceptable. Mieux : BBT (6–7,6) qui vire précisément autour de pH 7.

Exercice 2 — Cinétique chimique (8 pts)

La décomposition de H₂O₂ suit un ordre 1 : H₂O₂ = [H₂O₂]₀·e^(–kt), avec k = 1,7×10⁻³ min⁻¹.

1. Calculer le temps de demi-réaction t₁/₂.
2. Quelle fraction de H₂O₂ reste après 10 heures ?
3. Comment un catalyseur modifie-t-il la valeur de k ?

Corrigé :

1. t₁/₂ = ln2 / k = 0,693 / (1,7×10⁻³) ≈ 408 min ≈ 6,8 h
2. t = 600 min → [H₂O₂]/[H₂O₂]₀ = e^(–1,7×10⁻³ × 600) = e^(–1,02) ≈ 0,36 soit 36%
3. Un catalyseur augmente k (abaisse l'énergie d'activation), donc accélère la réaction et réduit t₁/₂.

Exercice 3 — Électrolyse (6 pts)

On électrolyse une solution de CuSO₄ pendant 30 min avec une intensité I = 2,0 A. (M(Cu) = 63,5 g/mol ; F = 96 500 C/mol ; Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu)

1. Calculer la charge électrique totale Q.
2. Calculer la masse de cuivre déposée.
3. Dans quelle électrode le cuivre se dépose-t-il ?

Corrigé :

1. Q = I × t = 2,0 × (30 × 60) = 3 600 C
2. m = M·Q / (n·F) = 63,5 × 3600 / (2 × 96500) = 1,19 g
3. Le dépôt se fait à la cathode (–) par réduction de Cu²⁺.

Exercice 4 — Stéréochimie et synthèse (8 pts)

On considère l'acide lactique : CH₃–CH(OH)–COOH

1. Identifier le carbone asymétrique. Justifier.
2. Dessiner les deux énantiomères en représentation de Fischer.
3. L'acide lactique naturel issu du lait dévie la lumière polarisée vers la gauche (–). Comment appelle-t-on cette propriété ?
4. Les deux énantiomères ont-ils les mêmes propriétés physiques ? Chimiques ? Biologiques ?

Corrigé :

1. Le carbone en C2 (CH) est asymétrique car il porte 4 groupes différents : H, OH, CH₃, COOH.
2. Énantiomère L (–) et D (+) — représentations en croix de Fischer (OH à gauche ou à droite).
3. C'est l'activité optique (ou pouvoir rotatoire) ; la molécule est dite lévogyre.
4. Propriétés physiques identiques (sauf pouvoir rotatoire). Propriétés chimiques identiques sauf avec un réactif chiral. Propriétés biologiques souvent différentes (les enzymes sont chirales).

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