AP Chimie

Objectif d'apprentissage 1.1.A : Calculer les quantités d'une substance ou son nombre relatif de particules en utilisant l'analyse dimensionnelle et le concept de mole.

• 1.1.A.1 On ne peut pas compter directement les particules lors d'un travail de laboratoire. Il doit donc exister un lien entre les masses des substances qui réagissent et le nombre réel de particules subissant des changements chimiques.
• 1.1.A.2 Le nombre d'Avogadro ($N_{\mathrm{A}} = 6.022 \times 10^{23}\ \mathrm{mol}^{-1}$) établit le lien entre le nombre de moles dans un échantillon pur d'une substance et le nombre de particules constitutives (ou unités de formule) de cette substance.
• 1.1.A.3 Exprimer la masse d'un atome ou d'une molécule individuelle en unités de masse atomique (uma) est utile car la masse moyenne en uma d'une particule (atome ou molécule) ou d'une unité de formule d'une substance sera toujours numériquement égale à la masse molaire de cette substance en grammes. Ainsi, il existe une connexion quantitative entre la masse d'une substance et le nombre de particules qu'elle contient.
  • Équation : $n = m/M$

Objectif d'apprentissage 1.2.A : Expliquer la relation quantitative entre le spectre de masse d'un élément et les masses des isotopes de cet élément.

• 1.2.A.1 Le spectre de masse d'un échantillon contenant un seul élément peut être utilisé pour déterminer l'identité des isotopes de cet élément ainsi que leur abondance relative dans la nature.
• 1.2.A.2 La masse atomique moyenne d'un élément peut être estimée à partir de la moyenne pondérée des masses isotopiques en utilisant la masse de chaque isotope et son abondance relative.
  • Déclaration d'exclusion : L'interprétation des spectres de masse d'échantillons contenant plusieurs éléments ou de pics provenant d'espèces autres que des ions monoatomiques chargés simplement ne sera pas évaluée à l'examen AP.

Objectif d'apprentissage 1.3.A : Expliquer la relation quantitative entre la composition élémentaire par masse et la formule empirique d'une substance pure.

• 1.3.A.1 Certaines substances pures sont composées de molécules individuelles, tandis que d'autres consistent en des atomes ou des ions maintenus ensemble dans des proportions fixes décrites par une unité de formule.
• 1.3.A.2 Selon la loi des proportions définies, le rapport des masses des éléments constitutifs dans n'importe quel échantillon pur de ce composé est toujours le même.
• 1.3.A.3 La formule chimique qui liste le plus petit ratio de nombres entiers d'atomes des éléments dans un composé est la formule empirique.

Objectif d'apprentissage 1.4.A : Expliquer la relation quantitative entre la composition élémentaire par masse et la composition des substances dans un mélange.

• 1.4.A.1 Les substances pures contiennent des atomes, des molécules ou des unités de formule d'un seul type. Les mélanges contiennent des atomes, des molécules ou des unités de formule de deux types ou plus, dont les proportions relatives peuvent varier.
• 1.4.A.2 L'analyse élémentaire peut être utilisée pour déterminer les nombres relatifs d'atomes dans une substance et pour déterminer sa pureté.

Objectif d'apprentissage 1.5.A : Représenter la configuration électronique de l'état fondamental d'un atome d'un élément ou de ses ions en utilisant le principe d'Aufbau.

• 1.5.A.1 L'atome est composé d'électrons chargés négativement et d'un noyau chargé positivement constitué de protons et de neutrons.
• 1.5.A.2 La loi de Coulomb est utilisée pour calculer la force entre deux particules chargées.
  • Équation : $F_{coulombic} \propto \dfrac{q_1 q_2}{r^2}$
• 1.5.A.3 Dans les atomes et les ions, les électrons peuvent être considérés comme étant situés dans des « couches (niveaux d'énergie) » et des « sous-couches (sous-niveaux) », tel que décrit par la configuration électronique de l'état fondamental. Les électrons internes sont appelés électrons de cœur, et les électrons externes sont appelés électrons de valence. La configuration électronique s'explique par la mécanique quantique, telle que délimitée par le principe d'Aufbau et illustrée dans le tableau périodique des éléments.
  • Déclaration d'exclusion : L'attribution de nombres quantiques aux électrons dans les sous-couches d'un atome ne sera pas évaluée à l'examen AP.
• 1.5.A.4 L'énergie relative requise pour arracher un électron de différentes sous-couches d'un atome ou d'un ion, ou de la même sous-couche dans différents atomes ou ions (énergie d'ionisation), peut être estimée par une application qualitative de la loi de Coulomb. Cette énergie est liée à la distance du noyau et à la charge effective (masquée) du noyau.

Objectif d'apprentissage 1.6.A : Expliquer la relation entre le spectre photoélectronique d'un atome ou d'un ion et : i. La configuration électronique de l'état fondamental de l'espèce. ii. Les interactions entre les électrons et le noyau.

• 1.6.A.1 Les énergies des électrons dans une couche donnée peuvent être mesurées expérimentalement par spectroscopie photoélectronique (SPE). La position de chaque pic dans le spectre SPE est liée à l'énergie requise pour arracher un électron de la sous-couche correspondante, et la hauteur relative de chaque pic est (idéalement) proportionnelle au nombre d'électrons dans cette sous-couche.

Objectif d'apprentissage 1.7.A : Expliquer la relation entre les tendances des propriétés atomiques des éléments et la structure électronique et la périodicité.

• 1.7.A.1 L'organisation du tableau périodique repose sur des motifs de propriétés récurrentes des éléments, expliqués par des motifs de configurations électroniques de l'état fondamental et la présence de couches (et de sous-couches) d'électrons complètement ou partiellement remplies dans les atomes.
  • Déclaration d'exclusion : L'écriture de la configuration électronique des éléments qui sont des exceptions au principe d'Aufbau ne sera pas évaluée à l'examen AP.
• 1.7.A.2 Les tendances des propriétés atomiques au sein du tableau périodique (périodicité) peuvent être prédites par la position de l'élément dans le tableau périodique et comprises qualitativement en utilisant la loi de Coulomb, le modèle des couches et les concepts de blindage et de charge nucléaire effective. Ces propriétés incluent :
  • i. Énergie d'ionisation
  • ii. Rayons atomiques et ioniques
  • iii. Affinité électronique
  • iv. Électronégativité.
• 1.7.A.3 La périodicité (en 1.7.A.2) est utile pour prédire/estimer des valeurs de propriétés en l'absence de données.

Objectif d'apprentissage 1.8.A : Expliquer la relation entre les tendances de réactivité des éléments et la périodicité.

• 1.8.A.1 La probabilité que deux éléments forment une liaison chimique est déterminée par les interactions entre les électrons de valence et les noyaux des éléments.
• 1.8.A.2 Les éléments d'une même colonne du tableau périodique ont tendance à former des composés analogues.
• 1.8.A.3 Les charges typiques des atomes dans les composés ioniques sont régies par le nombre d'électrons de valence et prédites par leur emplacement dans le tableau périodique.

Objectif d'apprentissage 2.1.A : Expliquer la relation entre le type de liaison et les propriétés des éléments participant à la liaison.

• 2.1.A.1 Les valeurs d'électronégativité pour les éléments représentatifs augmentent de gauche à droite sur une période et diminuent en descendant dans un groupe. Ces tendances peuvent être comprises qualitativement grâce à la structure électronique des atomes, au modèle des couches et à la loi de Coulomb.
• 2.1.A.2 Les électrons de valence partagés entre des atomes de similarité d'électronégativité constituent une liaison covalente non polaire. Par exemple, les liaisons entre le carbone et l'hydrogène sont effectivement non polaires, bien que le carbone soit légèrement plus électronégatif que l'hydrogène.
• 2.1.A.3 Les électrons de valence partagés entre des atomes d'électronégativité inégale constituent une liaison covalente polaire.
  • i. L'atome ayant une électronégativité plus élevée développera une charge partielle négative par rapport à l'autre atome dans la liaison.
  • ii. Dans les liaisons simples, des différences plus grandes d'électronégativité conduisent à des dipôles de liaison plus importants.
  • iii. Toutes les liaisons polaires possèdent une certaine caractère ionique, et la distinction entre liaison ionique et liaison covalente n'est pas nette mais plutôt un continuum.
• 2.1.A.4 La différence d'électronégativité n'est pas le seul facteur pour déterminer si une liaison doit être désignée comme ionique ou covalente. Généralement, les liaisons entre un métal et un non-métal sont ioniques, et les liaisons entre deux non-métaux sont covalentes. L'examen des propriétés d'un composé est le meilleur moyen de caractériser le type de liaison.
• 2.1.A.5 Dans un solide métallique, les électrons de valence des atomes métalliques sont considérés comme délocalisés et non associés à aucun atome individuel.

Objectif d'apprentissage 2.2.A : Représenter la relation entre l'énergie potentielle et la distance entre les atomes, basée sur les facteurs influençant l'intensité de l'interaction.

• 2.2.A.1 Un graphique de l'énergie potentielle en fonction de la distance entre les atomes (distance internucléaire) est une représentation utile pour décrire les interactions entre les atomes. De tels graphiques illustrent à la fois la longueur d'équilibre de la liaison (la séparation entre les atomes où l'énergie potentielle est la plus basse) et l'énergie de liaison (l'énergie requise pour séparer les atomes).
• 2.2.A.2 Dans une liaison covalente, la longueur de liaison est influencée à la fois par la taille du cœur de l'atome et par l'ordre de liaison (c.-à-d., simple, double, triple). Les liaisons avec un ordre supérieur sont plus courtes et possèdent des énergies de liaison plus élevées.
• 2.2.A.3 La loi de Coulomb peut être utilisée pour comprendre l'intensité des interactions entre les cations et les anions.
  • i. Puisque l'intensité de l'interaction est proportionnelle à la charge de chaque ion, des charges plus grandes conduisent à des interactions plus fortes.
  • ii. Puisque l'intensité de l'interaction augmente lorsque la distance entre les centres des ions (noyaux) diminue, des ions plus petits conduisent à des interactions plus fortes.

Objectif d'apprentissage 2.3.A : Représenter un solide ionique par un modèle particulaire cohérent avec la loi de Coulomb et les propriétés des ions constitutifs.

• 2.3.A.1 Les cations et les anions dans un cristal ionique sont disposés dans un réseau 3-D systématique et périodique qui maximise les forces attractives entre les cations et les anions tout en minimisant les forces répulsives.
  • Déclaration d'exclusion : La connaissance de structures cristallines spécifiques n'est pas essentielle à la compréhension de l'objectif d'apprentissage et ne sera pas évaluée à l'examen AP.

Objectif d'apprentissage 2.4.A : Représenter un solide métallique et/ou un alliage à l'aide d'un modèle montrant les caractéristiques essentielles de la structure et des interactions présentes dans la substance.

• 2.4.A.1 La liaison métallique peut être représentée par un réseau d'ions métalliques positifs entourés d'électrons de valence délocalisés (c'est-à-dire une « mer d'électrons »).
• 2.4.A.2 Les alliages interstitiels se forment entre des atomes de rayons significativement différents, où les plus petits atomes remplissent les espaces interstitiels entre les plus grands atomes (par exemple, dans l'acier, le carbone occupe les interstices du fer).
• 2.4.A.3 Les alliages substitutionnels se forment entre des atomes de rayon comparable, où un atome remplace l'autre dans la maille cristalline. (Par exemple, dans certains alliages de laiton, d'autres éléments, généralement le zinc, remplacent le cuivre.)

Objectif d'apprentissage 2.5.A : Représenter une molécule par un schéma de Lewis.

• 2.5.A.1 Les schémas de Lewis peuvent être construits selon un ensemble établi de principes.

Objectif d'apprentissage 2.6.A : Représenter une molécule par un schéma de Lewis tenant compte de la résonance entre des structures équivalentes ou utilisant la charge formelle pour choisir entre des structures non équivalentes.

• 2.6.A.1 Dans les cas où plusieurs structures de Lewis équivalentes peuvent être construites, la résonance doit être incluse comme un raffinement du schéma de Lewis. Dans beaucoup de ces cas, ce raffinement est nécessaire pour fournir des prédictions qualitativement précises de la structure et des propriétés moléculaires.
• 2.6.A.2 La règle de l'octet et la charge formelle peuvent être utilisées comme critères pour déterminer lequel de plusieurs schémas de Lewis valides possibles fournit le meilleur modèle pour prédire la structure et les propriétés moléculaires.
• 2.6.A.3 Comme tout modèle, il existe des limites à l'utilisation du modèle de la structure de Lewis, en particulier dans les cas comportant un nombre impair d'électrons de valence.

Objectif d'apprentissage 2.7.A : Sur la base de la relation entre les schémas de Lewis, la théorie VSEPR, les ordres de liaison et les polarités de liaison :

• i. Expliquer les propriétés structurales des molécules.

• ii. Expliquer les propriétés électroniques des molécules.

• 2.7.A.1 La théorie VSEPR utilise la répulsion coulombienne entre les électrons comme base pour prédire l'arrangement des paires d'électrons autour d'un atome central.

• 2.7.A.2 Les deux, les schémas de Lewis et la théorie VSEPR, doivent être utilisés pour prédire les propriétés électroniques et structurales de nombreuses molécules et ions polyatomiques liés par des liaisons covalentes, y compris les suivants :

  • i. Géométrie moléculaire (linéaire, trigonale plane, tétraédrique, pyramidale trigonale, coudée, bipyramidale trigonale, chaise, en T, octaédrique, pyramidale carrée, plane carrée)
  • ii. Angles de liaison
  • iii. Énergies de liaison relatives basées sur l'ordre de liaison
  • iv. Longueurs de liaison relatives (liaisons multiples, effets du rayon atomique)
  • v. Présence d'un moment dipolaire
  • vi. Hybridation des orbitales de valence pour les atomes au sein d'une molécule ou d'un ion polyatomique

• 2.7.A.3 Les termes « hybridation » et « orbitale atomique hybride » sont utilisés pour décrire l'arrangement des électrons autour d'un atome central. Lorsque l'atome central est $sp$ hybridé, ses angles de liaison idéaux sont $180°$ ; pour les atomes $sp^2$ hybridés, les angles de liaison sont $120°$ ; et pour les atomes $sp^3$ hybridés, les angles de liaison sont $109.5°$.

  • Déclaration d'exclusion : La compréhension de la dérivation et de la représentation des orbitales hybrides ne sera pas évaluée à l'examen AP. Le cours comprend la distinction entre les liaisons sigma et pi, l'utilisation de la VSEPR pour expliquer les formes des molécules, et la nomenclature $sp$, $sp^2$ et $sp^3$.
  • Déclaration d'exclusion : L'hybridation impliquant des orbitales d ne sera pas évaluée à l'examen AP. Lorsqu'un atome possède plus de quatre paires d'électrons entourant l'atome central, les élèves ne sont responsables que de la forme résultante de la molécule.

• 2.7.A.4 La formation de liaison est associée au recouvrement entre les orbitales atomiques. Dans les liaisons multiples, ce recouvrement conduit à la formation de liaisons sigma et pi. Le recouvrement est plus fort dans les liaisons sigma que dans les liaisons pi, ce qui se reflète par des énergies de liaison plus élevées pour les liaisons sigma que pour les liaisons pi. La présence d'une liaison pi empêche également la rotation de la liaison et conduit à des isomères géométriques.

  • Déclaration d'exclusion : La théorie des orbitales moléculaires est recommandée comme moyen d'apporter des éclairages plus profonds sur la liaison. Cependant, l'examen AP n'évaluera ni explicitement les diagrammes d'orbitales moléculaires, ni le remplissage des orbitales moléculaires, ni la distinction entre les orbitales liantes, non liantes et antibondantes.

Objectif d'apprentissage 3.1.A : Expliquer la relation entre les structures chimiques des molécules et la force relative de leurs forces intermoléculaires lorsque : i. Les molécules appartiennent à la même espèce chimique. ii. Les molécules appartiennent à deux espèces chimiques différentes.

• 3.1.A.1 Les forces de dispersion de London résultent des interactions coulombiennes entre des dipôles temporaires fluctuants. Les forces de dispersion de London sont souvent la force intermoléculaire nette la plus forte entre les grandes molécules.
  • i. Les forces de dispersion augmentent avec l'augmentation de la surface de contact entre les molécules et avec l'augmentation de la polarisabilité des molécules.
  • ii. La polarisabilité d'une molécule augmente avec le nombre croissant d'électrons dans la molécule et la taille du nuage électronique. Elle est renforcée par la présence de liaisons pi.
  • iii. Le terme « forces de dispersion de London » ne doit pas être utilisé synonymiquement avec le terme « forces de van der Waals ».
• 3.1.A.2 Le moment dipolaire d'une molécule polaire entraîne des interactions supplémentaires avec d'autres espèces chimiques.
  • i. Les interactions dipôle-induit-dipôle sont présentes entre une molécule polaire et une molécule apolaire. Ces forces sont toujours attractives. La force de ces forces augmente avec l'amplitude du dipôle de la molécule polaire et avec la polarisabilité de la molécule apolaire.
  • ii. Les interactions dipôle-dipôle sont présentes entre des molécules polaires. L'intensité de l'interaction dépend des amplitudes des dipôles et de leur orientation relative. Les interactions entre molécules polaires sont généralement supérieures à celles entre des molécules apolaires de taille comparable car ces interactions s'ajoutent aux forces de dispersion de London.
  • iii. Les forces d'attraction ion-dipôle sont présentes entre des ions et des molécules polaires. Elles ont tendance à être plus fortes que les forces dipôle-dipôle.
• 3.1.A.3 La force relative et la dépendance à l'orientation des forces dipôle-dipôle et ion-dipôle peuvent être comprises qualitativement en considérant le signe des charges partielles responsables du moment dipolaire moléculaire, et la façon dont ces charges partielles interagissent avec un ion ou avec un dipôle adjacent.
• 3.1.A.4 La liaison hydrogène est un type intense d'interaction intermoléculaire qui existe lorsque des atomes d'hydrogène liés covalemment à des atomes très électronégatifs (N, O et F) sont attirés par l'extrémité négative d'un dipôle formé par l'atome électronégatif (N, O et F) dans une autre molécule, ou dans une autre partie de la même molécule.
• 3.1.A.5 Dans les grandes biomolécules, des interactions non covalentes peuvent se produire entre différentes molécules ou entre différentes régions de la même grande biomolécule.

Objectif d'apprentissage 3.2.A : Expliquer la relation entre les propriétés macroscopiques d'une substance, la structure au niveau des particules de la substance et les interactions entre ces particules.

• 3.2.A.1 De nombreuses propriétés des liquides et des solides sont déterminées par l'intensité et le type des forces intermoléculaires présentes. Comme les interactions intermoléculaires sont totalement surmontées lors de la vaporisation d'une substance, la pression de vapeur et le point d'ébullition sont directement liés à l'intensité de ces interactions. Les points de fusion tendent également à corrélérer avec l'intensité des interactions, mais comme celles-ci ne font que se réarranger lors de la fusion, les relations peuvent être plus subtiles.
• 3.2.A.2 Les représentations au niveau particulaire, montrant plusieurs espèces chimiques en interaction, constituent un moyen utile de communiquer ou de comprendre comment les interactions intermoléculaires contribuent à établir les propriétés macroscopiques.
• 3.2.A.3 En raison des fortes interactions entre ions, les solides ioniques ont tendance à avoir une faible pression de vapeur, des points de fusion élevés et des points d'ébullition élevés. Ils ont tendance à être cassants en raison de la répulsion des charges similaires causée lorsqu'une couche glisse sur une autre couche. Ils conduisent l'électricité uniquement lorsque les ions sont mobiles, comme lorsque le solide ionique est fondu (c.-à-d. à l'état fondu) ou dissous dans l'eau ou un autre solvant.
• 3.2.A.4 Dans les solides à réseau covalent, les atomes sont liés entre eux par des liaisons covalentes pour former un réseau tridimensionnel (ex. : diamant) ou des couches de réseaux bidimensionnels (ex. : graphite). Ceux-ci se forment uniquement à partir de non-métaux et de métalloïdes : éléments (ex. : diamant, graphite) ou composés binaires (ex. : dioxyde de silicium et carbure de silicium). En raison des fortes interactions covalentes, les solides covalents ont des points de fusion élevés. Les solides à réseau tridimensionnel sont également rigides et durs, car les angles de liaison covalente sont fixes. Cependant, le graphite est mou car les couches adjacentes peuvent glisser les unes sur les autres relativement facilement.
• 3.2.A.5 Les solides moléculaires sont constitués d'unités distinctes et individuelles de molécules liées covalentement, attirées les unes aux autres par des forces intermoléculaires relativement faibles. Les solides moléculaires ont généralement un point de fusion bas en raison des forces intermoléculaires relativement faibles présentes entre les molécules. Ils ne conduisent pas l'électricité car leurs électrons de valence sont fermement retenus dans les liaisons covalentes et les doublets libres de chaque molécule constitutive. Les solides moléculaires sont parfois composés de très grandes molécules ou de polymères.
• 3.2.A.6 Les solides métalliques sont de bons conducteurs d'électricité et de chaleur, en raison de la présence d'électrons de valence libres. Ils ont également tendance à être malléables et ductiles, en raison de la facilité avec laquelle les noyaux métalliques peuvent réarranger leur structure. Dans un alliage interstitiel, les atomes interstitiels ont tendance à rigidifier le réseau, diminuant la malléabilité et la ductilité. Les alliages conservent généralement une mer d'électrons mobiles et restent donc conducteurs.
• 3.2.A.7 Dans les grandes biomolécules ou polymères, des interactions non covalentes peuvent se produire entre différentes molécules ou entre différentes régions de la même grande biomolécule. La fonctionnalité et les propriétés de telles molécules dépendent fortement de la forme de la molécule, qui est largement dictée par les interactions non covalentes.

Objectif d'apprentissage 3.3.A : Représenter les différences entre les phases solide, liquide et gazeuse à l'aide d'un modèle au niveau particulaire.

• 3.3.A.1 Les solides peuvent être cristallins, où les particules sont disposées selon une structure régulière tridimensionnelle, ou amorphes, où les particules n'ont pas d'arrangement régulier et ordonné. Dans les deux cas, le mouvement des particules individuelles est limité, et les particules ne subissent pas de translation globale les unes par rapport aux autres. La structure du solide est influencée par les interactions interparticulaires et la capacité des particules à s'empiler les unes contre les autres.
• 3.3.A.2 Les particules constitutantes des liquides sont en contact étroit les unes avec les autres, et elles bougent continuellement et entrent en collision. L'arrangement et le mouvement des particules sont influencés par la nature et l'intensité des forces (ex. : polarité, liaisons hydrogène et température) entre les particules.
• 3.3.A.3 Les phases solide et liquide d'une substance donnée ont généralement un volume molaire similaire car, dans les deux phases, les particules constitutantes sont en contact étroit en tout temps.
• 3.3.A.4 Dans la phase gazeuse, les particules sont en mouvement constant. Leurs fréquences de collision et l'espacement moyen entre elles dépendent de la température, de la pression et du volume. En raison de ce mouvement constant et des effets minimes des forces entre les particules, un gaz n'a ni volume défini ni forme définie.
  • Énoncé d'exclusion : La compréhension/interprétation des diagrammes de phase ne sera pas évaluée à l'examen AP.

Objectif d'apprentissage 3.4.A : Expliquer la relation entre les propriétés macroscopiques d'un échantillon de gaz ou d'un mélange de gaz en utilisant la loi des gaz parfaits.

• 3.4.A.1 Les propriétés macroscopiques des gaz parfaits sont liées par la loi des gaz parfaits :
  • EQN : $PV = nRT$.
• 3.4.A.2 Dans un échantillon contenant un mélange de gaz parfaits, la pression exercée par chaque composant (la pression partielle) est indépendante des autres composants. Par conséquent, la pression partielle d'un gaz dans le mélange est proportionnelle à sa fraction molaire ($X$), et la pression totale de l'échantillon est la somme des pressions partielles.
  • ÉQN : $P_{A} = P_{total} \times X_{A}$, où $X_{A} =$ moles A / moles totales;
  • ÉQN : $P_{total} = P_{A} + P_{B} + P_{C} + \ldots$
• 3.4.A.3 Les représentations graphiques des relations entre $P$, $V$, $T$ et $n$ sont utiles pour décrire le comportement des gaz.

Objectif d'apprentissage 3.5.A : Expliquer la relation entre le mouvement des particules et les propriétés macroscopiques des gaz avec : i. La théorie cinétique des gaz (KMT). ii. Un modèle particulaire. iii. Une représentation graphique.

• 3.5.A.1 La théorie cinétique des gaz (KMT) relie les propriétés macroscopiques des gaz aux mouvements des particules dans le gaz. La distribution de Maxwell-Boltzmann décrit la distribution des énergies cinétiques des particules à une température donnée.
• 3.5.A.2 Toutes les particules d'un échantillon de matière sont en mouvement continu et aléatoire. L'énergie cinétique moyenne d'une particule est liée à sa vitesse moyenne par l'équation :
  • EQN : $KE = \frac{1}{2}\,mv^{2}$.
• 3.5.A.3 La température Kelvin d'un échantillon de matière est proportionnelle à l'énergie cinétique moyenne des particules dans l'échantillon.
• 3.5.A.4 La distribution de Maxwell-Boltzmann fournit une représentation graphique des énergies/vitesses des particules à une température donnée.

Objectif d'apprentissage 3.6.A : Expliquer la relation entre les comportements non idéaux des gaz, les forces interparticulaires et/ou les volumes.

• 3.6.A.1 La loi des gaz parfaits n'explique pas le comportement réel des gaz réels. Les écarts par rapport à la loi des gaz parfaits peuvent résulter d'attractions interparticulaires entre les molécules de gaz, particulièrement dans des conditions proches de celles entraînant la condensation. Des écarts peuvent également provenir des volumes des particules, particulièrement à des pressions extrêmement élevées.

Objectif d'apprentissage 3.7.A : Calculer le nombre de particules de soluté, le volume ou la molarité des solutions.

• 3.7.A.1 Les solutions, aussi appelées parfois mélanges homogènes, peuvent être solides, liquides ou gazeuses. Dans une solution, les propriétés macroscopiques ne varient pas à travers l'échantillon. Dans un mélange hétérogène, les propriétés macroscopiques dépendent de l'emplacement dans le mélange.
• 3.7.A.2 La composition d'une solution peut s'exprimer de diverses façons ; la molarité est la méthode la plus couramment utilisée en laboratoire.
  • ÉQN : $M = n_{solute}/L_{solution}$

Objectif d'apprentissage 3.8.A : En utilisant des modèles particulaires pour les mélanges : i. Représenter les interactions entre les composants. ii. Représenter les concentrations des composants.

• 3.8.A.1 Les représentations particulaires des solutions communiquent la structure et les propriétés des solutions, par l'illustration des concentrations relatives des composants dans la solution et/ou des dessins montrant les interactions entre les composants.
  • Énoncé d'exclusion : Les propriétés colligatives ne seront pas évaluées à l'examen AP.
  • Énoncé d'exclusion : Les calculs de molalité, de pourcentage massique et de pourcentage volumique pour les solutions ne seront pas évalués à l'examen AP.

Objectif d'apprentissage 3.9.A : Expliquer les résultats d'une expérience de séparation basée sur les interactions intermoléculaires.

• 3.9.A.1 Les composants d'une solution liquide ne peuvent pas être séparés par filtration. Ils peuvent cependant être séparés à l'aide de processus qui tirent parti des différences d'interactions intermoléculaires entre les composants.
  • i. La chromatographie (papier, couche min et colonne) sépare les espèces chimiques en tirant parti de la force différentielle des interactions intermoléculaires entre et parmi les composants de la solution (phase mobile) et avec les composants de surface de la phase stationnaire. Le chromatogramme résultant peut être utilisé pour inférer les polarités relatives des composants d'un mélange.
  • ii. La distillation sépare les espèces chimiques en tirant parti de la force différentielle des interactions intermoléculaires entre et parmi les composants et des effets de ces interactions sur les pressions de vapeur des composants dans le mélange.

Objectif d'apprentissage 3.10.A : Expliquer la relation entre la solubilité des composés ioniques et moléculaires dans les solvants aqueux et non aqueux, et les interactions intermoléculaires entre les particules.

• 3.10.A.1 Les substances présentant des interactions intermoléculaires similaires ont tendance à être miscibles ou solubles les unes dans les autres.

Objectif d'apprentissage 3.11.A : Expliquer la relation entre une région du spectre électromagnétique et les types de transitions moléculaires ou électroniques associées à cette région.

• 3.11.A.1 Les différences d'absorption ou d'émission de photons dans différentes régions spectrales sont liées aux différents types de mouvements moléculaires ou de transitions électroniques :
  • i. Le rayonnement micro-onde est associé à des transitions entre les niveaux de rotation moléculaire.
  • ii. Le rayonnement infrarouge est associé à des transitions entre les niveaux de vibration moléculaire.
  • iii. Le rayonnement ultraviolet/visible est associé à des transitions entre les niveaux d'énergie électronique.

Objectif d'apprentissage 3.12.A : Expliquer les propriétés d'un photon absorbé ou émis par rapport à une transition électronique dans un atome ou une molécule.

• 3.12.A.1 Lorsqu'un photon est absorbé (ou émis) par un atome ou une molécule, l'énergie de l'espèce est augmentée (ou diminuée) d'une quantité égale à l'énergie du photon.

• 3.12.A.2 La longueur d'onde de l'onde électromagnétique est liée à sa fréquence et à la vitesse de la lumière par l'équation :

  • EQN : $c = \lambda\nu$.

  L'énergie d'un photon est liée à la fréquence de l'onde électromagnétique par l'équation de Planck :

  • EQN : $E = h\nu$.

Objectif d'apprentissage 3.13.A : Expliquer la quantité de lumière absorbée par une solution de molécules ou d'ions par rapport à la concentration, à la longueur du trajet optique et à l'absorptivité molaire.

• 3.13.A.1 La loi de Beer-Lambert relie l'absorption de la lumière par une solution à trois variables selon l'équation :

  • EQN : $A = \varepsilon bc$.

  L'absorptivité molaire, $\varepsilon$, décrit l'intensité avec laquelle une espèce chimique absorbe la lumière d'une longueur d'onde spécifique. La longueur du trajet optique, $b$, et la concentration, $c$, sont proportionnelles au nombre de particules absorbant la lumière dans le trajet lumineux.

• 3.13.A.2 Dans la plupart des expériences, la longueur du trajet optique et la longueur d'onde de la lumière sont maintenues constantes. Dans de tels cas, l'absorbance est proportionnelle uniquement à la concentration des molécules ou des ions absorbants. Le spectrophotomètre est généralement réglé sur la longueur d'onde d'absorption maximale (longueur d'onde optimale) de l'espèce analysée pour assurer la sensibilité maximale de la mesure.

Objectif d'apprentissage 4.1.A : Identifier les preuves de changements chimiques et physiques de la matière.

• 4.1.A.1 Un changement physique se produit lorsqu'une substance subit un changement de propriétés sans changement de composition. Les changements de phase d'une substance (solide, liquide, gaz) ou la formation/séparation de mélanges de substances sont des changements physiques courants.
• 4.1.A.2 Un changement chimique se produit lorsque des substances sont transformées en nouvelles substances, généralement avec des compositions différentes. La production de chaleur ou de lumière, la formation d'un gaz, la formation d'un précipité et/ou le changement de couleur constituent des preuves possibles qu'un changement chimique s'est produit.

Objectif d'apprentissage 4.2.A : Représenter les changements de matière par une équation chimique équilibrée ou une équation nette ionique : i. Pour les changements physiques. ii. Pour des informations données sur l'identité des réactifs et/ou produits. iii. Pour les ions dans une réaction chimique donnée.

• 4.2.A.1 Tous les processus physiques et chimiques peuvent être représentés symboliquement par des équations équilibrées.
• 4.2.A.2 Les équations chimiques représentent des changements chimiques. Ces changements résultent d'un réarrangement des atomes en nouvelles combinaisons ; ainsi, toute représentation d'un changement chimique doit contenir un nombre égal d'atomes de chaque élément avant et après le changement. Les équations démontrent donc que la masse et la charge sont conservées dans les réactions chimiques.
• 4.2.A.3 Les équations moléculaires équilibrées, les équations ioniques totales et les équations ioniques nettes sont différentes formes symboliques utilisées pour représenter une réaction chimique. La forme utilisée dépend du contexte dans lequel elle est destinée à être employée.

Objectif d'apprentissage 4.3.A : Représenter une réaction chimique ou un processus physique donné par un modèle particulaire cohérent.

• 4.3.A.1 Les équations chimiques équilibrées sous leurs diverses formes peuvent être traduites en représentations symboliques particulaires.

Objectif d'apprentissage 4.4.A : Expliquer la relation entre les caractéristiques macroscopiques et les interactions de liaison pour : i. Processus chimiques. ii. Processus physiques.

• 4.4.A.1 Les processus impliquant la rupture et/ou la formation de liaisons chimiques sont généralement classés comme des processus chimiques. Les processus impliquant uniquement des changements dans les interactions intermoléculaires, tels que les changements de phase, sont généralement classés comme des processus physiques.
• 4.4.A.2 Parfois, les processus physiques impliquent la rupture de liaisons chimiques. Par exemple, des arguments plausibles pourraient être avancés pour dissoudre un sel dans l'eau, car qu'il s'agisse d'un processus physique ou chimique, cela implique la rupture de liaisons ioniques et la formation d'interactions ion-dipôle entre les ions et le solvant.

Objectif d'apprentissage 4.5.A : Expliquer les variations des quantités de réactifs et de produits en se basant sur l'équation de réaction équilibrée d'un processus chimique.

• 4.5.A.1 Puisque les atomes doivent être conservés au cours d'un processus chimique, il est possible de calculer les quantités de produits en utilisant des quantités connues de réactifs, ou de calculer les quantités de réactifs à partir de quantités connues de produits.
• 4.5.A.2 Les coefficients des équations chimiques équilibrées contiennent des informations concernant la proportionnalité des quantités de substances impliquées dans la réaction. Ces valeurs peuvent être utilisées dans les calculs chimiques impliquant le concept de mole.
• 4.5.A.3 Les calculs stœchiométriques peuvent être combinés avec la loi des gaz parfaits et les calculs impliquant la molarité pour étudier quantitativement les gaz et les solutions.

Objectif d'apprentissage 4.6.A : Identifier le point d'équivalence lors d'une titration en se basant sur les quantités de titrant et d'analyte, en supposant que la réaction de titrage va jusqu'à son terme.

• 4.6.A.1 Les titrations peuvent être utilisées pour déterminer la quantité d'un analyte en solution. Le titrant a une concentration connue d'une espèce qui réagit spécifiquement et quantitativement avec l'analyte. Le point d'équivalence de la titration survient lorsque l'analyte est totalement consommé par l'espèce réagissante du titrant. Le point d'équivalence est souvent indiqué par un changement d'une propriété (telle que la couleur) qui se produit lorsque le point d'équivalence est atteint. Cet événement observable est appelé la fin de la titration.

Objectif d'apprentissage 4.7.A : Identifier une réaction comme étant acide-base, oxydoréduction ou précipitation.

• 4.7.A.1 Les réactions acido-basiques impliquent le transfert d'un ou plusieurs protons ($\text{H}^+$ ions) entre des espèces chimiques.
• 4.7.A.2 Les réactions d'oxydoréduction (redox) impliquent le transfert d'un ou plusieurs électrons entre des espèces chimiques, tel qu'indiqué par des changements dans les nombres d'oxydation des espèces concernées. La combustion est une sous-classe importante des réactions d'oxydoréduction, au cours de laquelle une espèce réagit avec du dioxygène gazeux. Dans le cas des hydrocarbures, le dioxyde de carbone et l'eau sont des produits de la combustion complète.
• 4.7.A.3 Dans une réaction redox, les électrons sont transférés de l'espèce qui est oxydée vers l'espèce qui est réduite.
  • Déclaration d'exclusion : La signification des termes « agent réducteur » et « agent oxydant » ne sera pas évaluée à l'examen AP.
• 4.7.A.4 Les nombres d'oxydation peuvent être attribués à chacun des atomes des réactifs et des produits ; c'est souvent un moyen efficace d'identifier les espèces oxydées et réduites dans une réaction redox.
• 4.7.A.5 Les réactions de précipitation impliquent fréquemment le mélange d'ions en solution aqueuse pour produire un composé ionique insoluble ou peu soluble. Tous les sels de sodium, potassium, ammonium et nitrate sont solubles dans l'eau.
  • Déclaration d'exclusion : La mémorisation par cœur des « règles de solubilité » autres que celles impliquées dans 4.7.A.5 ne sera pas évaluée à l'examen AP.

Objectif d'apprentissage 4.8.A : Identifier les espèces comme étant des acides de Brønsted-Lowry, des bases et/ou des paires acide-base conjuguées, sur la base du transfert de protons impliquant ces espèces.

• 4.8.A.1 Par définition, un acide de Brønsted-Lowry est un donneur de protons et une base de Brønsted-Lowry est un accepteur de protons.
• 4.8.A.2 Uniquement en solutions aqueuses, l'eau joue un rôle important dans de nombreuses réactions acido-basiques, car sa structure moléculaire lui permet d'accepter des protons de et de donner des protons à des espèces dissoutes.
• 4.8.A.3 Lorsqu'un acide ou une base s'ionise dans l'eau, les paires acide-base conjuguées peuvent être identifiées et leurs forces relatives comparées.
  • Déclaration d'exclusion : Les concepts d'acide-base de Lewis ne seront pas évalués à l'examen AP. L'accent mis en Chimie AP est mis sur les réactions en solution aqueuse.

Objectif d'apprentissage 4.9.A : Représenter une équation de réaction redox équilibrée à l'aide de demi-équations.

• 4.9.A.1 Les équations chimiques équilibrées pour les réactions redox peuvent être construites à partir de demi-équations.

Objectif d'apprentissage 5.1.A : Expliquer la relation entre la vitesse d'une réaction chimique et les paramètres expérimentaux.

• 5.1.A.1 La cinétique d'une réaction chimique est définie comme le taux auquel une quantité de réactifs est convertie en produits par unité de temps.
• 5.1.A.2 Les vitesses de variation des concentrations de réactifs et de produits sont déterminées par la stœchiométrie de l'équation chimique équilibrée.
• 5.1.A.3 La vitesse d'une réaction est influencée par les concentrations de réactifs, la température, la surface, les catalyseurs et d'autres facteurs environnementaux.

Objectif d'apprentissage 5.2.A : Représenter des données expérimentales par une expression de loi de vitesse cohérente.

• 5.2.A.1 Des méthodes expérimentales peuvent être utilisées pour surveiller les quantités de réactifs et/ou de produits d'une réaction au fil du temps et pour déterminer la vitesse de la réaction.
• 5.2.A.2 La loi de vitesse exprime la vitesse d'une réaction comme étant proportionnelle à la concentration de chaque réactif élevé à une puissance.
• 5.2.A.3 La puissance de chaque réactif dans la loi de vitesse correspond à l'ordre de la réaction par rapport à ce réactif. La somme des puissances des concentrations des réactifs dans la loi de vitesse correspond à l'ordre global de la réaction.
• 5.2.A.4 La constante de proportionnalité dans la loi de vitesse est appelée constante de vitesse. La valeur de cette constante dépend de la température et les unités reflètent l'ordre global de la réaction.
• 5.2.A.5 La comparaison des vitesses initiales d'une réaction est une méthode pour déterminer l'ordre par rapport à chaque réactif.

Objectif d'apprentissage 5.3.A : Identifier l'expression de la loi de vitesse d'une réaction chimique en utilisant des données montrant comment les concentrations des espèces réactionnelles changent au fil du temps.

• 5.3.A.1 L'ordre d'une réaction peut être déduit d'un graphique de concentration de réactif en fonction du temps.
• 5.3.A.2 Si une réaction est d'ordre un par rapport à un réactif suivi, un tracé du logarithme naturel (ln) de la concentration du réactif en fonction du temps sera linéaire.
• 5.3.A.3 Si une réaction est d'ordre deux par rapport à un réactif suivi, un tracé de l'inverse de la concentration de ce réactif en fonction du temps sera linéaire.
• 5.3.A.4 Les pentes des données de concentration en fonction du temps pour les réactions d'ordre zéro, premier et second peuvent être utilisées pour déterminer la constante de vitesse de la réaction.
  • Ordre zéro :
  • Équation : $[\mathrm{A}]_t - [\mathrm{A}]_0 = -kt$
  • Premier ordre :
  • Équation : $\ln[\mathrm{A}]_t - \ln[\mathrm{A}]_0 = -kt$
  • Second ordre :
  • Équation : $1/[\mathrm{A}]_t - 1/[\mathrm{A}]_0 = kt$
• 5.3.A.5 La demi-vie est un paramètre critique pour les réactions d'ordre un car la demi-vie est constante et liée à la constante de vitesse de la réaction par l'équation :
  • Équation : $t_{1/2} = 0.693/k.$
• 5.3.A.6 Les processus de désintégration radioactive fournissent une illustration importante de la cinétique d'ordre un.

Objectif d'apprentissage 5.4.A : Représenter une réaction élémentaire sous forme d'expression de loi de vitesse en utilisant la stœchiométrie.

• 5.4.A.1 La loi de vitesse d'une réaction élémentaire peut être déduite de la stœchiométrie des particules participant à une collision.
• 5.4.A.2 Les réactions élémentaires impliquant la collision simultanée de trois particules ou plus sont rares.

Objectif d'apprentissage 5.5.A : Expliquer la relation entre la vitesse d'une réaction élémentaire et la fréquence, l'énergie et l'orientation des collisions des particules.

• 5.5.A.1 Pour qu'une réaction élémentaire produise avec succès des produits, les réactifs doivent entrer en collision efficace afin d'initier des événements de rupture et de formation de liaisons.
• 5.5.A.2 Dans la plupart des réactions, seule une faible fraction des collisions conduit à une réaction. Les collisions efficaces possèdent à la fois une énergie suffisante pour surmonter les exigences d'énergie d'activation et une orientation permettant le réarrangement des liaisons de la manière requise.
• 5.5.A.3 La courbe de distribution de Maxwell-Boltzmann décrit la distribution des énergies des particules ; cette distribution peut être utilisée pour obtenir une estimation qualitative de la fraction de collisions ayant suffisamment d'énergie pour mener à une réaction, ainsi que de la dépendance de cette fraction vis-à-vis de la température.

Objectif d'apprentissage 5.6.A : Représenter l'énergie d'activation et le changement d'énergie global dans une réaction élémentaire à l'aide d'un profil énergétique de réaction.

• 5.6.A.1 Les réactions élémentaires impliquent généralement la rupture de certaines liaisons et la formation de nouvelles.
• 5.6.A.2 Le coordonnée de réaction est l'axe le long duquel le complexe ensemble de mouvements impliqués dans le réarrangement des réactifs pour former des produits peut être tracé.
• 5.6.A.3 Le profil énergétique donne l'énergie le long de la coordonnée de réaction, qui progresse typiquement des réactifs, par un état de transition, vers les produits. La différence d'énergie entre les réactifs et l'état de transition est l'énergie d'activation pour la réaction directe.
• 5.6.A.4 La vitesse d'une réaction élémentaire dépend de la température car la proportion de collisions de particules assez énergétiques pour atteindre l'état de transition varie avec la température. L'équation d'Arrhenius relie la dépendance de la vitesse d'une réaction élémentaire à l'égard de la température à l'énergie d'activation nécessaire aux collisions moléculaires pour atteindre l'état de transition.
  • Énoncé d'exclusion : Les calculs impliquant l'équation d'Arrhenius ne seront pas évalués à l'examen AP.

Objectif d'apprentissage 5.7.A : Identifier les composants d'un mécanisme réactionnel.

• 5.7.A.1 Un mécanisme réactionnel consiste en une série de réactions élémentaires, ou étapes, qui se déroulent séquentiellement. Les composants peuvent inclure des réactifs, des intermédiaires, des produits et des catalyseurs.
• 5.7.A.2 Les étapes élémentaires combinées doivent correspondre à l'équation bilan chimique globale.
• 5.7.A.3 Un intermédiaire réactionnel est produit par certaines étapes élémentaires et consommé par d'autres, de sorte qu'il n'est présent que pendant que la réaction a lieu.
• 5.7.A.4 La détection expérimentale d'un intermédiaire réactionnel est un moyen courant de constituer des preuves en faveur d'un mécanisme réactionnel plutôt qu'un mécanisme alternatif.
  • Énoncé d'exclusion : La collecte de données relatives à la détection d'un intermédiaire réactionnel ne sera pas évaluée à l'examen AP.

Objectif d'apprentissage 5.8.A : Identifier la loi de vitesse d'une réaction à partir d'un mécanisme dont la première étape est limitante.

• 5.8.A.1 Pour les mécanismes réactionnels où chaque étape élémentaire est irréversible, ou où la première étape est limitante, la loi de vitesse de la réaction est déterminée par la molecularité de l'étape élémentaire la plus lente (c.-à-d., l'étape limitante).
  • Énoncé d'exclusion : La collecte de données relatives à la détection d'un intermédiaire réactionnel ne sera pas évaluée à l'examen AP.

Objectif d'apprentissage 5.9.A : Identifier la loi de vitesse d'une réaction à partir d'un mécanisme dont la première étape n'est pas limitante.

• 5.9.A.1 Si la première réaction élémentaire n'est pas limitante, des approximations (telles que le pré-équilibre) doivent être faites pour déterminer une expression de loi de vitesse.

Objectif d'apprentissage 5.10.A : Représenter l'énergie d'activation et le changement d'énergie global dans une réaction à plusieurs étapes à l'aide d'un profil énergétique de réaction.

• 5.10.A.1 La connaissance de l'énergétique de chaque réaction élémentaire dans un mécanisme permet de construire un profil énergétique pour une réaction à plusieurs étapes.

Objectif d'apprentissage 5.11.A : Expliquer la relation entre l'effet d'un catalyseur sur une réaction et les changements dans le mécanisme de réaction.

• 5.11.A.1 Afin qu'un catalyseur augmente la vitesse d'une réaction, l'ajout du catalyseur doit augmenter le nombre de collisions efficaces et/ou fournir un chemin de réaction avec une énergie d'activation inférieure par rapport à la coordonnée de réaction originale.
• 5.11.A.2 Dans un mécanisme de réaction contenant un catalyseur, la concentration nette du catalyseur est constante. Cependant, le catalyseur sera fréquemment consommé dans l'étape limitante de la réaction, pour être régénéré dans une étape ultérieure du mécanisme.
• 5.11.A.3 Certains catalyseurs accélèrent une réaction en se liant au(x) réactif(s). Les réactifs sont soit orientés plus favorablement, soit réagissent avec une énergie d'activation plus faible. Il y a souvent un nouveau complexe réactionnel intermédiaire dans lequel le catalyseur est lié au(x) réactif(s). De nombreuses enzymes fonctionnent de cette manière.
• 5.11.A.4 Certains catalyseurs impliquent une liaison covalente entre le catalyseur et le(x) réactif(s). Un exemple est la catalyse acido-basique, au cours de laquelle un réactif ou un intermédiaire gagne ou perd un proton. Cela introduit un nouveau complexe réactionnel intermédiaire et de nouvelles réactions élémentaires impliquant cet intermédiaire.
• 5.11.A.5 Dans la catalyse de surface, un réactif ou un intermédiaire se lie à, ou forme une liaison covalente avec, la surface. Cela introduit des réactions élémentaires impliquant ces nouveaux complexes réactionnels intermédiaires liés.

Objectif d'apprentissage 6.1.A : Expliquer la relation entre les observations expérimentales et les changements d'énergie associés à une transformation chimique ou physique.

• 6.1.A.1 Les changements de température dans un système indiquent des changements d'énergie.
• 6.1.A.2 Les changements d'énergie dans un système peuvent être décrits comme des processus endothermiques et exothermiques tels que le chauffage ou le refroidissement d'une substance, les changements de phase ou les transformations chimiques.
• 6.1.A.3 Lorsqu'une réaction chimique se produit, l'énergie du système diminue (réaction exothermique), augmente (réaction endothermique) ou reste la même. Pour les réactions exothermiques, l'énergie perdue par les espèces réagissantes (système) est gagnée par l'environnement, par transfert de chaleur ou travail effectué par le système. De même, pour les réactions endothermiques, le système gagne de l'énergie de l'environnement par transfert de chaleur vers ou travail effectué sur le système.
• 6.1.A.4 La formation d'une solution peut être un processus exothermique ou endothermique, selon les forces relatives des interactions intermoléculaires/interparticulaires avant et après le processus de dissolution.

Objectif d'apprentissage 6.2.A : Représenter une transformation chimique ou physique par un diagramme énergétique.

• 6.2.A.1 Un processus physique ou chimique peut être décrit par un diagramme énergétique montrant la nature endothermique ou exothermique de ce processus.

Objectif d'apprentissage 6.3.A : Expliquer la relation entre le transfert d'énergie thermique et les collisions moléculaires.

• 6.3.A.1 Les particules d'un corps plus chaud ont une énergie cinétique moyenne supérieure à celles d'un corps plus froid.
• 6.3.A.2 Les collisions entre particules en contact thermique peuvent entraîner un transfert d'énergie. Ce processus est appelé « transfert de chaleur », « échange de chaleur » ou « transfert d'énergie sous forme de chaleur »."
• 6.3.A.3 Finalement, l'équilibre thermique est atteint lorsque les particules continuent de collisonner. À l'équilibre thermique, l'énergie cinétique moyenne des deux corps est la même, et donc leurs températures sont identiques.

Objectif d'apprentissage 6.4.A : Calculer la chaleur $q$ absorbée ou dégagée par un système subissant un chauffage/refroidissement en fonction de la quantité de substance, de la capacité calorifique et du changement de température.

• 6.4.A.1 Le chauffage d'un corps froid par un corps chaud est une forme importante de transfert d'énergie entre deux systèmes. La quantité de chaleur transférée entre deux corps peut être quantifiée par l'équation de transfert de chaleur :

  • Équation : $q = mc\Delta T$.

  Les expériences de calorimétrie sont utilisées pour mesurer le transfert de chaleur.

• 6.4.A.2 La première loi de la thermodynamique stipule que l'énergie est conservée dans les processus chimiques et physiques.

• 6.4.A.3 Le transfert d'une quantité donnée d'énergie thermique ne produira pas le même changement de température dans des masses égales de matière ayant des capacités calorifiques massiques différentes.

• 6.4.A.4 Chauffer un système augmente l'énergie du système, tandis que refroidir un système diminue l'énergie du système.

• 6.4.A.5 La capacité calorifique massique d'une substance et la capacité calorifique molaire sont toutes deux utilisées dans les calculs énergétiques.

• 6.4.A.6 Les systèmes chimiques changent leur énergie par trois processus principaux : chauffage/refroidissement, transitions de phase et réactions chimiques.

• 6.4.A.7 Dans les expériences de calorimétrie impliquant la dissolution, les changements de température du mélange dans le calorimètre peuvent être utilisés pour déterminer la direction du flux d'énergie. Si la température du mélange augmente, l'énergie thermique est dégagée par le processus de dissolution (exothermique). Si la température du mélange diminue, l'énergie thermique est absorbée par le processus de dissolution (endothermique).

Objectif d'apprentissage 6.5.A : Expliquer les variations de la chaleur $q$ absorbée ou dégagée par un système subissant une transition de phase en fonction de la quantité de substance en moles et de l'enthalpie molaire de la transition de phase.

• 6.5.A.1 De l'énergie doit être transférée à un système pour faire fondre (ou bouillir) une substance. L'énergie du système augmente donc lorsque le système subit une transition de phase solide-liquide (ou liquide-gaz). Inversement, un système libère de l'énergie lorsqu'il gèle (ou condense). L'énergie du système diminue lorsque le système subit une transition de phase liquide-solide (ou gaz-liquide). La température d'une substance pure reste constante lors d'un changement de phase.
• 6.5.A.2 L'énergie absorbée lors d'un changement de phase est égale à l'énergie dégagée lors d'un changement de phase complémentaire dans le sens inverse. Par exemple, l'enthalpie molaire de condensation d'une substance est égale à l'opposé de son enthalpie molaire de vaporisation. De même, l'enthalpie molaire de fusion peut être utilisée pour calculer l'énergie absorbée lors de la fusion d'une substance et l'énergie dégagée lors de sa congélation.

Objectif d'apprentissage 6.6.A : Calculer la chaleur $q$ absorbée ou dégagée par un système subissant une réaction chimique en relation avec la quantité de substance réagissante en moles et l'enthalpie molaire de réaction.

• 6.6.A.1 Le changement d'enthalpie d'une réaction donne la quantité d'énergie thermique dégagée (pour les valeurs négatives) ou absorbée (pour les valeurs positives) par une réaction chimique à pression constante.
• 6.6.A.2 Lorsque les produits d'une réaction sont à une température différente de celle de leur environnement, ils échangent de l'énergie avec cet environnement pour atteindre l'équilibre thermique. L'énergie thermique est transférée vers l'environnement alors que les réactifs se transforment en produits dans une réaction exothermique. L'énergie thermique est transférée depuis l'environnement alors que les réactifs se transforment en produits dans une réaction endothermique.
• 6.6.A.3 L'énergie potentielle chimique des produits d'une réaction est différente de celle des réactifs en raison de la rupture et de la formation de liaisons. La différence d'énergie entraîne un changement de l'énergie cinétique des particules, ce qui se manifeste par une variation de température.
  • Énoncé d'exclusion : Les distinctions techniques entre enthalpie et énergie interne ne seront pas évaluées à l'examen AP. La plupart des réactions étudiées au niveau AP sont menées à pression constante, où le changement d'enthalpie du processus est égal à la chaleur (et par extension, l'énergie) de réaction.

Objectif d'apprentissage 6.7.A : Calculer le changement d'enthalpie d'une réaction basé sur les énergies de liaison moyennes des liaisons rompues et formées dans la réaction.

• 6.7.A.1 Lors d'une réaction chimique, des liaisons sont rompues et/ou formées, et ces événements modifient l'énergie potentielle du système.
• 6.7.A.2 L'énergie moyenne requise pour rompre toutes les liaisons des molécules de réactifs peut être estimée en additionnant les énergies de liaison moyennes de toutes les liaisons des molécules de réactifs. De même, l'énergie moyenne dégagée lors de la formation des liaisons des molécules de produits peut être estimée. Si l'énergie dégagée est supérieure à l'énergie requise, la réaction est exothermique. Si l'énergie requise est supérieure à l'énergie dégagée, la réaction est endothermique.

Objectif d'apprentissage 6.8.A : Calculer le changement d'enthalpie d'un processus chimique ou physique basé sur les enthalpies standards de formation.

• 6.8.A.1 Les tableaux d'enthalpies standards de formation peuvent être utilisés pour calculer les enthalpies standards de réaction.
  • Équation : $\Delta H^{\circ}_{reaction} = \Sigma \Delta H^{\circ}_{f\ products} - \Sigma \Delta H^{\circ}_{f\ reactants}$

Objectif d'apprentissage 6.9.A : Représenter un processus chimique ou physique comme une séquence d'étapes.

• 6.9.A.1 De nombreux processus peuvent être décomposés en une série d'étapes. Chaque étape de la série a son propre changement d'énergie.

Objectif d'apprentissage 6.9.B : Expliquer la relation entre l'enthalpie d'un processus chimique ou physique et la somme des enthalpies des étapes individuelles.

• 6.9.B.1 Puisque l'énergie totale est conservée (première loi de la thermodynamique), et que chaque réaction individuelle dans une séquence transfère de l'énergie thermique vers ou depuis l'environnement, l'énergie thermique nette transférée dans la séquence sera égale à la somme des transferts d'énergie thermique dans chacune des étapes. Ces transferts d'énergie thermique résultent de changements d'énergie potentielle parmi les espèces de la séquence de réaction ; ainsi, à pression constante, le changement d'enthalpie du processus global est égal à la somme des changements d'enthalpie des étapes individuelles.
• 6.9.B.2 Les principes essentiels suivants régissent la loi de Hess :
  • i. Lorsqu'une réaction est inversée, le changement d'enthalpie reste constant en magnitude mais s'inverse mathématiquement.
  • ii. Lorsqu'une réaction est multipliée par un facteur $c$, le changement d'enthalpie est multiplié par le même facteur $c$.
  • iii. Lorsqu'on additionne deux (ou plusieurs) réactions pour obtenir une réaction globale, les changements d'enthalpie individuels de chaque réaction sont additionnés pour obtenir le changement d'enthalpie net de la réaction globale.
  • Énoncé d'exclusion : Le concept de fonctions d'état ne sera pas évalué à l'examen AP.

Objectif d'apprentissage 7.1.A : Expliquer la relation entre l'occurrence d'un processus chimique ou physique réversible et l'établissement de l'équilibre, selon les observations expérimentales.

• 7.1.A.1 De nombreux processus observables sont réversibles. Exemples : évaporation et condensation de l'eau, absorption et désorption d'un gaz, dissolution et précipitation d'un sel. Certains processus chimiques réversibles importants incluent le transfert de protons dans les réactions acide-base et le transfert d'électrons dans les réactions redox.
• 7.1.A.2 Lorsque l'équilibre est atteint, aucun changement observable ne se produit dans le système. Les réactifs et les produits sont simultanément présents, et les concentrations ou pressions partielles de toutes les espèces restent constantes.
• 7.1.A.3 L'état d'équilibre est dynamique. Les processus direct et inverse continuent de se produire à des vitesses égales, entraînant aucun changement net observable.
• 7.1.A.4 Les graphiques de concentration, pression partielle ou vitesse de réaction en fonction du temps pour des réactions chimiques simples peuvent être utilisés pour comprendre l'établissement de l'équilibre chimique.

Objectif d'apprentissage 7.2.A : Expliquer la relation entre la direction dans laquelle une réaction réversible procède et les vitesses relatives des réactions directe et inverse.

• 7.2.A.1 Si la vitesse de la réaction directe est supérieure à celle de la réaction inverse, il y a une conversion nette de réactifs en produits. Si la vitesse de la réaction inverse est supérieure à celle de la réaction directe, il y a une conversion nette de produits en réactifs. Un état d'équilibre est atteint lorsque ces vitesses sont égales.

Objectif d'apprentissage 7.3.A : Représenter le quotient de réaction $Q_c$ ou $Q_p$, pour une réaction réversible, et les expressions d'équilibre correspondantes $K_c = Q_c$ ou $K_p = Q_p$.

• 7.3.A.1 Le quotient de réaction $Q_c$ décrit les concentrations relatives des espèces de réaction à tout moment. Pour les réactions en phase gazeuse, le quotient de réaction peut également être écrit en termes de pressions partielles sous la forme $Q_p$. Le quotient de réaction tend vers la constante d'équilibre telle qu'à l'équilibre $K_c = Q_c$ et $K_p = Q_p$. À titre d'exemple, pour la réaction

  $$a\,\mathrm{A} + b\,\mathrm{B} \rightleftarrows c\,\mathrm{C} + d\,\mathrm{D}$$
  la loi d'action de masse indique que l'expression d'équilibre pour $(K_c, Q_c)$ est
  • Équation : $K_c = \dfrac{[\mathrm{C}]^c [\mathrm{D}]^d}{[\mathrm{A}]^a [\mathrm{B}]^b}$

  et que pour $(K_p, Q_p)$ est

  • Équation : $K_p = \dfrac{(P_\mathrm{C})^c (P_\mathrm{D})^d}{(P_\mathrm{A})^a (P_\mathrm{B})^b}$
  • Énoncé d'exclusion : La conversion entre $K_c$ et $K_p$ ne sera pas évaluée à l'examen AP. Les étudiants doivent être conscients des différences conceptuelles et prêter attention à savoir si $K_c$ ou $K_p$ est utilisé dans une question d'examen.
  • Énoncé d'exclusion : Les calculs d'équilibre sur des systèmes où une espèce dissoute est en équilibre avec cette espèce en phase gazeuse ne seront pas évalués à l'examen AP.

• 7.3.A.2 Le quotient de réaction n'inclut pas les substances dont les concentrations (ou pressions partielles) sont indépendantes de la quantité, telles que les solides et les liquides purs.

Objectif d'apprentissage 7.4.A : Calculer $K_c$ ou $K_p$ basé sur les observations expérimentales des concentrations ou pressions à l'équilibre.

• 7.4.A.1 Les constantes d'équilibre peuvent être déterminées à partir de mesures expérimentales des concentrations ou pressions partielles des réactifs et produits à l'équilibre.

Objectif d'apprentissage 7.5.A : Expliquer la relation entre des valeurs très grandes ou très petites de $K$ et les concentrations relatives des espèces chimiques à l'équilibre.

• 7.5.A.1 Certaines réactions d'équilibre ont des valeurs très grandes de $K$ et se déroulent pratiquement jusqu'à leur terme. D'autres ont des valeurs très petites de $K$ et progressent à peine du tout.

Objectif d'apprentissage 7.6.A : Représenter un processus multietape avec une expression d'équilibre globale, en utilisant les expressions $K$ constitutives pour chaque réaction individuelle.

• 7.6.A.1 Lorsqu'une réaction est inversée, $K$ est inversé.
• 7.6.A.2 Lorsque les coefficients stœchiométriques d'une réaction sont multipliés par un facteur $c$, $K$ est élevé à la puissance $c$.
• 7.6.A.3 Lorsqu'on additionne des réactions ensemble, la $K$ de la réaction globale résultante est le produit des $K$ des réactions qui ont été additionnées.
• 7.6.A.4 Puisque les expressions pour $K$ et $Q$ ont des formes mathématiques identiques, toutes les manipulations algébriques valides de $K$ s'appliquent également à $Q$.

Objectif d'apprentissage 7.7.A : Identifier les concentrations ou pressions partielles des espèces chimiques à l'équilibre basé sur les conditions initiales et la constante d'équilibre.

• 7.7.A.1 Les concentrations ou pressions partielles des espèces à l'équilibre peuvent être prédites étant donné la réaction équilibrée, les concentrations initiales et la $K$ appropriée.
• 7.7.A.2 Lorsque $Q < K$, la réaction se déroulera avec une consommation nette de réactifs et une formation de produits. Lorsque $Q > K$, la réaction se déroulera avec une consommation nette de produits et une formation de réactifs. Lorsque $Q = K$, le système est à l'équilibre dynamique ; les réactions directe et inverse se produisent à la même vitesse, et la proportion de réactifs et de produits reste constante.

Objectif d'apprentissage 7.8.A : Représenter un système subissant une réaction réversible par un modèle particulaire.

• 7.8.A.1 Les représentations particulaires peuvent être utilisées pour décrire les nombres relatifs de particules de réactifs et de produits présentes avant et à l'équilibre, ainsi que la valeur de la constante d'équilibre.

Objectif d'apprentissage 7.9.A : Identifier la réponse d'un système à l'équilibre face à une contrainte externe, en utilisant le principe de Le Châtelier.

• 7.9.A.1 Le principe de Le Châtelier peut être utilisé pour prédire la réponse d'un système aux contraintes telles que l'ajout ou le retrait d'une espèce chimique, un changement de température, un changement de volume/pression dans un système gazeux, ou la dilution d'un système réactionnel.
• 7.9.A.2 Le principe de Le Châtelier peut être utilisé pour prédire l'effet qu'une contrainte aura sur des propriétés mesurables expérimentalement, telles que le pH, la température et la couleur d'une solution.

Objectif d'apprentissage 7.10.A : Expliquer les relations entre $Q$, $K$ et la direction dans laquelle une réaction réversible procédera pour atteindre l'équilibre.

• 7.10.A.1 Une perturbation d'un système à l'équilibre fait que $Q$ diffère de $K$, éloignant ainsi le système de l'équilibre. Le système réagit en ramenant $Q$ en accord avec $K$, établissant ainsi un nouvel état d'équilibre.
• 7.10.A.2 Certaines sollicitations, telles que les changements de concentration, provoquent uniquement un changement de $Q$. Un changement de température provoque un changement de $K$. Dans les deux cas, les concentrations ou pressions partielles des espèces se redistribuent pour ramener $Q$ et $K$ à l'égalité.

Objectif d'apprentissage 7.11.A : Calculer la solubilité d'un sel basé sur la valeur de $K_{sp}$ pour le sel.

• 7.11.A.1 La dissolution d'un sel est un processus réversible dont l'ampleur peut être décrite par $K_{sp}$, la constante de produit de solubilité.
• 7.11.A.2 La solubilité d'une substance peut être calculée à partir de la $K_{sp}$ pour le processus de dissolution. Cette relation peut également être utilisée pour prédire la solubilité relative de différentes substances.
• 7.11.A.3 Les règles de solubilité (voir 4.7.A.5) peuvent être quantitativement liées à $K_{sp}$, dans lesquelles les valeurs $K_{sp}$ $>1$ correspondent aux sels solubles.
• 7.11.A.4 La solubilité molaire d'une ou plusieurs espèces dans une solution saturée peut être utilisée pour calculer la $K_{sp}$ d'une substance.

Objectif d'apprentissage 7.12.A : Identifier la solubilité d'un sel, et/ou la valeur de $K_{sp}$ pour le sel, en fonction de la concentration d'un ion commun déjà présent dans la solution.

• 7.12.A.1 La solubilité d'un sel est réduite lorsqu'il est dissous dans une solution contenant déjà l'un des ions présents dans le sel. L'impact de cet « effet d'ion commun » sur la solubilité peut être compris qualitativement grâce au principe de Le Châtelier ou calculé à partir de la $K_{sp}$ pour le processus de dissolution.

Objectif d'apprentissage 8.1.A : Calculer les valeurs de $\mathrm{pH}$ et $\mathrm{pOH}$, basé sur $K_w$ et la concentration de toutes les espèces présentes dans une solution neutre d'eau.

• 8.1.A.1 Les concentrations d'ion hydronium et d'ion hydroxyde sont souvent rapportées sous forme de $\mathrm{pH}$ et $\mathrm{pOH}$, respectivement.
  • Équation : $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]$
  • Équation : $\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}]$
  • Les termes « ion hydrogène » et « ion hydronium » ainsi que les symboles $\mathrm{H^+}(aq)$ et $\mathrm{H_3O^+}(aq)$ sont souvent utilisés indifféremment pour l'ion aqueux de l'hydrogène. L'ion hydronium et $\mathrm{H_3O^+}(aq)$ sont préférés, mais $\mathrm{H^+}(aq)$ est également accepté à l'examen AP.
• 8.1.A.2 L'eau s'autoprotolyse avec une constante d'équilibre $K_w$.
  • Équation : $K_w = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] = 1.0 \times 10^{-14}$ à 25°C
• 8.1.A.3 Dans l'eau pure, $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH}$ est appelé une solution neutre. À 25°C, $\mathrm{p}K_w = 14.0$ et donc $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH} = 7.0$.
  • Équation : $\mathrm{p}K_w = 14 = \mathrm{pH} + \mathrm{pOH}$ à 25°C
• 8.1.A.4 La valeur de $K_w$ dépend de la température, donc le pH de l'eau pure et neutre s'écartera de 7.0 à des températures autres que 25°C.

Objectif d'apprentissage 8.1.A : Calculer les valeurs de $\mathrm{pH}$ et $\mathrm{pOH}$, basé sur $K_w$ et la concentration de toutes les espèces présentes dans une solution neutre d'eau.

• 8.1.A.1 Les concentrations d'ion hydronium et d'ion hydroxyde sont souvent rapportées sous forme de $\mathrm{pH}$ et $\mathrm{pOH}$, respectivement.
  • Équation : $\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}]$
  • Équation : $\mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}]$
  • Les termes « ion hydrogène » et « ion hydronium » ainsi que les symboles $\mathrm{H^+}(aq)$ et $\mathrm{H_3O^+}(aq)$ sont souvent utilisés indifféremment pour l'ion aqueux de l'hydrogène. L'ion hydronium et $\mathrm{H_3O^+}(aq)$ sont préférés, mais $\mathrm{H^+}(aq)$ est également accepté à l'examen AP.
• 8.1.A.2 L'eau s'autoprotolyse avec une constante d'équilibre $K_w$.
  • Équation : $K_w = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] = 1.0 \times 10^{-14}$ à 25°C
• 8.1.A.3 Dans l'eau pure, $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH}$ est appelé une solution neutre. À 25°C, $\mathrm{p}K_w = 14.0$ et donc $\mathrm{pH} = \mathrm{pOH} = 7.0$.
  • Équation : $\mathrm{p}K_w = 14 = \mathrm{pH} + \mathrm{pOH}$ à 25°C
• 8.1.A.4 La valeur de $K_w$ dépend de la température, donc le pH de l'eau pure et neutre s'écartera de 7.0 à des températures autres que 25°C.

Objectif d'apprentissage 8.2.A : Calculer $\mathrm{pH}$ et $\mathrm{pOH}$ basé sur les concentrations de toutes les espèces dans une solution d'acide fort ou de base forte.

• 8.2.A.1 Les molécules d'un acide fort (p. ex., $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$, $\mathrm{HI}$, $\mathrm{HClO_4}$, $\mathrm{H_2SO_4}$ et $\mathrm{HNO_3}$) s'ionisent complètement en solution aqueuse pour produire des ions hydronium et la base conjuguée de l'acide. Par conséquent, la concentration de $\mathrm{H_3O^+}$ dans une solution d'acide fort est égale à la concentration initiale de l'acide fort, et ainsi le $\mathrm{pH}$ de la solution d'acide fort est facilement calculable.
• 8.2.A.2 Lorsqu'elles sont dissoutes en solution, les bases fortes (p. ex., les hydroxydes des groupes I et II) se dissocient complètement pour produire des ions hydroxyde. Par conséquent, la concentration de $\mathrm{OH^-}$ dans une solution de base forte est égale à la concentration initiale d'un hydroxyde du groupe I et double la concentration initiale d'un hydroxyde du groupe II, et ainsi le $\mathrm{pOH}$ (et $\mathrm{pH}$) de la solution de base forte est facilement calculable.

Objectif d'apprentissage 8.3.A : Expliquer la relation entre $\mathrm{pH}$, $\mathrm{pOH}$ et les concentrations de toutes les espèces dans une solution d'acide faible monoprotique ou de base faible.

• 8.3.A.1 Les acides faibles réagissent avec l'eau pour produire des ions hydronium. Cependant, seulement un petit pourcentage de molécules d'un acide faible s'ionisera de cette manière. Ainsi, la concentration de $\mathrm{H_3O^+}$ est beaucoup inférieure à la concentration initiale de l'acide moléculaire, et la grande majorité des molécules d'acide restent non ionisées.
• 8.3.A.2 Une solution d'acide faible implique un équilibre entre un acide non ionisé et sa base conjuguée. La constante d'équilibre pour cette réaction est $K_a$, souvent rapportée sous $\mathrm{p}K_a$. Le pH d'une solution d'acide faible peut être déterminé à partir de la concentration initiale de l'acide et du $\mathrm{p}K_a$.
  • Équation : $K_a = \dfrac{[\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$
  • Équation : $\mathrm{p}K_a = -\log K_a$
• 8.3.A.3 Les bases faibles réagissent avec l'eau pour produire des ions hydroxyde en solution. Cependant, ordinairement seulement un petit pourcentage des molécules d'une base faible en solution s'ionisera de cette manière. Ainsi, la concentration de $\mathrm{OH^-}$ dans la solution n'est pas égale à la concentration initiale de la base, et la grande majorité des molécules de base restent non ionisées.
• 8.3.A.4 Une solution de base faible implique un équilibre entre une base non ionisée et son acide conjugué. La constante d'équilibre pour cette réaction est $K_b$, souvent rapportée sous $\mathrm{p}K_b$. Le $\mathrm{pH}$ d'une solution de base faible peut être déterminé à partir de la concentration initiale de la base et du $\mathrm{p}K_b$.
  • Équation : $K_b = \dfrac{[\mathrm{OH^-}][\mathrm{HB^+}]}{[\mathrm{B}]}$
  • Équation : $\mathrm{p}K_b = -\log K_b$
• 8.3.A.5 Le pourcentage d'ionisation d'un acide faible (ou base) peut être calculé à partir de sa $\mathrm{p}K_a$ ($\mathrm{p}K_b$) et de la concentration initiale de l'acide (base). Le pourcentage d'ionisation peut également être calculé à partir de la concentration initiale de l'acide (base) et de la concentration d'équilibre de l'une des espèces dans l'expression d'équilibre.
• 8.3.A.6 Pour toute paire acide-base conjuguée, la constante d'ionisation acide et la constante d'ionisation base sont liées par $K_w$ :
  • Équation : $K_w = K_a \times K_b$
  • Équation : $\mathrm{p}K_w = \mathrm{p}K_a + \mathrm{p}K_b$

Objectif d'apprentissage 8.4.A : Expliquer la relation entre les concentrations des espèces principales dans un mélange d'acides et de bases faibles et forts.

• 8.4.A.1 Lorsqu'un acide fort et une base forte sont mélangés, ils réagissent quantitativement selon une réaction représentée par l'équation : $\mathrm{H^+}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq) \rightarrow \mathrm{H_2O}(l)$. Le pH de la solution résultante peut être déterminé à partir de la concentration du réactif en excès.
• 8.4.A.2 Lorsqu'un acide faible et une base forte sont mélangés, ils réagissent quantitativement dans une réaction représentée par l'équation : $\mathrm{HA}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq) \rightleftarrows \mathrm{A^-}(aq)\ \mathrm{H_2O}(l)$. Si l'acide faible est en excès, alors une solution tampon est formée, et le $\mathrm{pH}$ peut être déterminé à partir de l'équation de Henderson-Hasselbalch (H–H) (voir 8.9.A.1). Si la base forte est en excès, alors le $\mathrm{pH}$ peut être déterminé à partir des moles d'ion hydroxyde en excès et du volume total de la solution. S'ils sont équimolaires, alors le (légèrement basique) $\mathrm{pH}$ peut être déterminé à partir de l'équilibre représenté par l'équation : $\mathrm{A^-}(aq) + \mathrm{H_2O}(l) \rightleftarrows \mathrm{HA}(aq) + \mathrm{OH^-}(aq)$.
• 8.4.A.3 Lorsqu'une base faible et un acide fort sont mélangés, ils réagiront quantitativement selon une réaction représentée par l'équation : $\mathrm{B}(aq) + \mathrm{H_3O^+}(aq) \rightleftarrows \mathrm{HB^+}(aq) + \mathrm{H_2O}(l)$. Si la base faible est en excès, alors une solution tampon se forme, et le $\mathrm{pH}$ peut être déterminé à partir de l'équation H–H. Si l'acide fort est en excès, alors le $\mathrm{pH}$ peut être déterminé à partir des moles d'ions hydronium en excès et du volume total de solution. S'ils sont équimolaires, alors le (légèrement acide) $\mathrm{pH}$ peut être déterminé à partir de l'équilibre représenté par l'équation : $\mathrm{HB^+}(aq) + \mathrm{H_2O}(l) \rightleftarrows \mathrm{B}(aq) + \mathrm{H_3O^+}(aq)$.
• 8.4.A.4 Lorsqu'un acide faible et une base faible sont mélangés, ils réagiront jusqu'à un état d'équilibre dont la réaction peut être représentée par l'équation : $\mathrm{HA}(aq) + \mathrm{B}(aq) \rightleftarrows \mathrm{A^-}(aq) + \mathrm{HB^+}(aq)$.

Objectif d'apprentissage 8.5.A : Expliquer les résultats du titrage d'une solution d'acide ou de base mono- ou polyprotique, en relation avec les propriétés de la solution et de ses composants.

• 8.5.A.1 Une réaction acido-basique peut être réalisée dans des conditions contrôlées lors d'un titrage. Une courbe de titrage, représentant $\mathrm{pH}$ en fonction du volume de titrant ajouté, est utile pour synthétiser les résultats d'un titrage.
• 8.5.A.2 Au point d'équivalence pour les titrages d'acides ou de bases monoprotiques, le nombre de moles de titrant ajouté est égal au nombre de moles d'analyte initialement présent. Cette relation peut être utilisée pour obtenir la concentration de l'analyte. C'est le cas pour les titrages d'acides/bases forts et d'acides/bases faibles.
• 8.5.A.3 Pour les titrages d'acides/bases faibles, il est utile de considérer le point situé à mi-chemin vers le point d'équivalence, c'est-à-dire le demi-point d'équivalence. À ce point, il y a des concentrations égales de chaque espèce de la paire acide-base conjuguée, par exemple, pour un acide faible $[\mathrm{HA}] = [\mathrm{A^-}]$. Puisque $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a$ lorsque l'acide conjugué et la base ont des concentrations égales, le $\mathrm{p}K_a$ peut être déterminé à partir du $\mathrm{pH}$ au demi-point d'équivalence dans un titrage.
• 8.5.A.4 Au point d'équivalence, le pH est déterminé par les espèces principales en solution. Les titrages d'acides et de bases forts aboutissent à un pH neutre au point d'équivalence. Cependant, dans les titrages d'acides faibles (bases faibles), la base conjuguée de l'acide faible (acide conjugué de la base faible) est présente au point d'équivalence et peut subir des réactions de transfert de protons avec l'eau environnante, produisant des solutions basiques (acides).
• 8.5.A.5 Pour les acides polyprotiques, les courbes de titrage peuvent être utilisées pour déterminer le nombre de protons acides. En procédant ainsi, les espèces principales présentes à tout point le long de la courbe peuvent être identifiées, ainsi que les $\mathrm{p}K_a$ associés à chaque proton dans un acide polyprotique faible.
  • Énoncé d'exclusion : Le calcul de la concentration de chaque espèce présente dans la courbe de titrage pour les acides polyprotiques ne sera pas évalué à l'examen AP. De tels calculs pour le titrage d'acides monoprotiques font partie du programme (voir 8.4.A.2 et 8.4.A.3), tout comme le raisonnement qualitatif concernant quelles espèces sont présentes en grandes ou petites concentrations à tout moment d'un titrage d'un acide polyprotique.

Objectif d'apprentissage 8.6.A : Expliquer la relation entre la force d'un acide ou d'une base et la structure de la molécule ou de l'ion.

• 8.6.A.1 Les protons d'une molécule qui participeront aux réactions acido-basiques, ainsi que la force relative de ces protons, peuvent être déduits de la structure moléculaire.
  • i. Les acides forts (tels que $\mathrm{HCl}$, $\mathrm{HBr}$, $\mathrm{HI}$, $\mathrm{HClO_4}$, $\mathrm{H_2SO_4}$ et $\mathrm{HNO_3}$) ont des bases conjuguées très faibles stabilisées par l'électronegativité, les effets inductifs, la résonance ou une combinaison de ceux-ci.
  • ii. Les acides carboxyliques sont une classe courante d'acides faibles.
  • iii. Les bases fortes (telles que les hydroxydes de groupe I et II) ont des acides conjugués très faibles.
  • iv. Les bases faibles courantes incluent les bases azotées telles que l'ammoniac ainsi que les ions carboxylates.
  • v. Les éléments électro négatifs ont tendance à stabiliser la base conjuguée par rapport à l'acide conjugué, augmentant ainsi la force acide.

Objectif d'apprentissage 8.7.A : Expliquer la relation entre la forme prédominante d'un acide faible ou d'une base faible en solution à un $\mathrm{pH}$ donné et le $\mathrm{p}K_a$ de l'acide conjugué ou le $\mathrm{p}K_b$ de la base conjuguée.

• 8.7.A.1 L'état de protonation d'un acide ou d'une base (c.-à-d., les concentrations relatives de $\mathrm{HA}$ et $\mathrm{A^-}$) peut être prédit en comparant le $\mathrm{pH}$ d'une solution au $\mathrm{p}K_a$ de l'acide dans cette solution. Lorsque la solution $\mathrm{pH} < \mathrm{acid}\ \mathrm{p}K_a$, la forme acide a une concentration plus élevée que la forme basique. Lorsque la solution $\mathrm{pH} > \mathrm{acid}\ \mathrm{p}K_a$, la forme basique a une concentration plus élevée que la forme acide.
• 8.7.A.2 Les indicateurs acido-basiques sont des substances qui présentent des propriétés différentes (telles que la couleur) dans leur état protoné versus déprotoné, faisant en sorte que cette propriété réponde au $\mathrm{pH}$ d'une solution.
• 8.7.A.3 Pour obtenir des résultats précis lors d'une expérience de titrage, il faut choisir des indicateurs acido-basiques ayant un $\mathrm{p}K_a$ proche du $\mathrm{pH}$ au point d'équivalence.

Objectif d'apprentissage 8.8.A : Expliquer la relation entre la capacité d'un tampon à stabiliser $\mathrm{pH}$ et les réactions qui se produisent lorsqu'un acide ou une base est ajouté à une solution tamponnée.

• 8.8.A.1 Une solution tampon contient une grande concentration des deux membres d'une paire acide-base conjuguée. L'acide conjugué réagit avec la base ajoutée et la base conjuguée réagit avec l'acide ajouté. Ces réactions sont responsables de la capacité d'un tampon à stabiliser $\mathrm{pH}$.

Objectif d'apprentissage 8.9.A : Identifier le $\mathrm{pH}$ d'une solution tampon sur la base de l'identité et des concentrations de la paire acide-base conjuguée utilisée pour créer le tampon.

• 8.9.A.1 Le $\mathrm{pH}$ du tampon est lié au $\mathrm{p}K_a$ de l'acide et au rapport de concentration de la paire acide-base conjuguée. Cette relation est une conséquence de l'expression d'équilibre associée à la dissociation d'un acide faible, et est décrite par l'équation de Henderson-Hasselbalch. L'ajout de petites quantités d'acide ou de base à une solution tamponnée ne modifie pas significativement le rapport de $[\mathrm{A^-}]/[\mathrm{HA}]$ et ne modifie donc pas significativement le $\mathrm{pH}$ de la solution. Le changement de $\mathrm{pH}$ lors de l'ajout d'acide ou de base à une solution tamponnée est donc bien moindre qu'il ne l'aurait été en l'absence de tampon.
  • Équation : $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log\dfrac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$
  • Énoncé d'exclusion : Le calcul du changement de pH résultant de l'ajout d'un acide ou d'une base à un tampon ne sera pas évalué à l'examen AP.
  • Énoncé d'exclusion : La dérivation de l'équation de Henderson-Hasselbalch ne sera pas évaluée à l'examen AP.

Objectif d'apprentissage 8.10.A : Expliquer la relation entre la capacité tampon d'une solution et les concentrations relatives des composants acide conjugué et base conjuguée de la solution.

• 8.10.A.1 Augmenter la concentration des composants du tampon (tout en maintenant le ratio de ces concentrations constant) garde le $\mathrm{pH}$ du tampon identique mais augmente la capacité du tampon à neutraliser un acide ou une base ajoutés.
• 8.10.A.2 Lorsqu'un tampon contient plus d'acide conjugué que de base, il a une plus grande capacité tampon pour l'ajout de base que d'acide. Lorsqu'un tampon contient plus de base que d'acide conjugué, il a une plus grande capacité tampon pour l'ajout d'acide que de base.

Objectif d'apprentissage 8.11.A : Identifier l'effet qualitatif des changements de pH sur la solubilité d'un sel.

• 8.11.A.1 La solubilité d'un sel est sensible au pH lorsque l'un des ions constitutifs est un acide faible, une base faible ou l'ion hydroxyde. Ces effets peuvent être compris qualitativement à l'aide du principe de Le Châtelier.
  • Énoncé d'exclusion : Les calculs de solubilité en fonction du pH ne seront pas évalués à l'examen AP.

Objectif d'apprentissage 9.1.A : Identifier le signe et l'ampleur relative du changement d'entropie associé aux processus chimiques ou physiques.

• 9.1.A.1 L'entropie augmente lorsque la matière devient plus dispersée. Par exemple, le changement de phase du solide au liquide ou du liquide au gaz entraîne une dispersion de la matière alors que les particules individuelles deviennent plus libres de se déplacer et occupent généralement un volume plus grand. De même, pour un gaz, l'entropie augmente lorsqu'il y a une augmentation du volume (à température constante), et que les molécules de gaz peuvent se déplacer dans un espace plus vaste. Pour les réactions impliquant des réactifs ou produits gazeux, l'entropie augmente généralement lorsque le nombre total de moles de produits gazeux est supérieur au nombre total de moles de réactifs gazeux.
• 9.1.A.2 L'entropie augmente lorsque l'énergie est dispersée. Selon la théorie cinétique des gaz (CKG), la distribution de l'énergie cinétique parmi les particules d'un gaz s'élargit lorsque la température augmente. Par conséquent, l'entropie du système augmente avec une augmentation de la température.

Objectif d'apprentissage 9.2.A : Calculer le changement d'entropie standard pour un processus chimique ou physique sur la base des entropies absolues (entropies molaires standards) des espèces impliquées dans le processus.

• 9.2.A.1 Le changement d'entropie d'un processus peut être calculé à partir des entropies absolues des espèces impliquées avant et après que le processus se produit.
  • Équation : $\Delta S^{\circ}_{reaction} = \Sigma S^{\circ}_{products} - \Sigma S^{\circ}_{reactants}$

Objectif d'apprentissage 9.3.A : Expliquer si un processus physique ou chimique est thermodynamiquement favorable sur la base d'une évaluation de $\Delta G^{\circ}$.

• 9.3.A.1 La variation d'énergie libre de Gibbs pour un processus chimique dans lequel tous les réactifs et produits sont présents dans un état standard (en tant que substances pures, en tant que solutions de concentration 1.0 M, ou en tant que gaz à une pression de 1.0 atm (ou 1.0 bar)) est notée $\Delta G^{\circ}$.

• 9.3.A.2 Le changement d'énergie libre de Gibbs standard pour un processus chimique ou physique est une mesure de la faveur thermodynamique. Historiquement, le terme « spontané » a été utilisé pour décrire les processus pour lesquels $\Delta G^{\circ} < 0$. L'expression « thermodynamiquement favorable » est préférée afin d'éviter les malentendus communs (confondre « spontané » avec « soudain » ou « sans cause »). Lorsque $\Delta G^{\circ} < 0$ pour le processus, on dit qu'il est thermodynamiquement favorable.

• 9.3.A.3 Le changement d'énergie libre de Gibbs standard pour un processus physique ou chimique peut également être déterminé à partir de l'énergie libre de formation standard des réactifs et produits.

  • Équation : $\Delta G^{\circ}_{reaction} = \Sigma \Delta G^{\circ}_{f\ products} - \Sigma \Delta G^{\circ}_{f\ reactants}$

• 9.3.A.4 Dans certains cas, il est nécessaire de prendre en compte à la fois l'enthalpie et l'entropie pour déterminer si un processus sera thermodynamiquement favorable. La congélation de l'eau et la dissolution de nitrate de sodium sont des exemples de tels phénomènes.

• 9.3.A.5 Connaissant les valeurs de $\Delta H^{\circ}$ et $\Delta S^{\circ}$ pour un processus à une température donnée permet de calculer directement $\Delta G^{\circ}$.

  • Équation : $\Delta G^{\circ} = \Delta H^{\circ} - T\,\Delta S^{\circ}$

• 9.3.A.6 En général, les conditions de température pour qu'un processus soit thermodynamiquement favorable ($\Delta G^{\circ} < 0$) peuvent être prédites à partir des signes de $\Delta H^{\circ}$ et $\Delta S^{\circ}$ comme indiqué dans le tableau ci-dessous :

  $\Delta H^{\circ}$	$\Delta S^{\circ}$	Symboles	$\Delta G^{\circ} < 0$, favorable à :
  $< 0$	$> 0$	$<\ >$	toutes $T$
  $> 0$	$< 0$	$>\ <$	aucune $T$
  $> 0$	$> 0$	$>\ >$	haute $T$
  $< 0$	$< 0$	$<\ <$	basse $T$

  Dans les cas où $\Delta H^{\circ} < 0$ et $\Delta S^{\circ} > 0$, aucun calcul de $\Delta G^{\circ}$ n'est nécessaire pour déterminer que le processus est thermodynamiquement favorable ($\Delta G^{\circ} < 0$). Dans les cas où $\Delta H^{\circ} > 0$ et $\Delta S^{\circ} < 0$, aucun calcul de $\Delta G^{\circ}$ n'est nécessaire pour déterminer que le processus est thermodynamiquement défavorable ($\Delta G^{\circ} > 0$).

Objectif d'apprentissage 9.4.A : Expliquer, en termes de cinétique, pourquoi une réaction thermodynamiquement favorable pourrait ne pas se produire à un taux mesurable.

• 9.4.A.1 De nombreux processus qui sont thermodynamiquement favorables ne se produisent pas dans une mesure mesurable, ou ils se produisent à des vitesses extrêmement lentes.
• 9.4.A.2 Les processus qui sont thermodynamiquement favorisés, mais qui ne se produisent pas à une vitesse mesurable, sont sous « contrôle cinétique ». Une énergie d'activation élevée est une raison courante pour qu'un processus soit sous contrôle cinétique. Le fait qu'un processus ne se produise pas à une vitesse notable ne signifie pas que le système chimique est à l'équilibre. Si un processus est connu pour être thermodynamiquement favorisé, et pourtant ne se produit pas à une vitesse mesurable, il est raisonnable de conclure que le processus est sous contrôle cinétique.

Objectif d'apprentissage 9.5.A : Expliquer si un processus est thermodynamiquement favorisé en utilisant les relations entre $K$, $\Delta G^{\circ}$ et $T$.

• 9.5.A.1 L'expression « thermodynamiquement favorisé » ($\Delta G^{\circ} < 0$) signifie que les produits sont favorisés à l'équilibre ($K > 1$) dans des conditions standard.
• 9.5.A.2 La constante d'équilibre est liée à l'énergie libre par les équations
  • Équation : $K = e^{-\Delta G^{\circ}/RT}$
  • Équation : $\Delta G^{\circ} = -RT \ln K$
• 9.5.A.3 Des connexions entre $K$ et $\Delta G^{\circ}$ peuvent être établies qualitativement par estimation. Lorsque $\Delta G^{\circ}$ est proche de zéro, la constante d'équilibre sera proche de 1. Lorsque $\Delta G^{\circ}$ est beaucoup plus grand ou beaucoup plus petit que $RT$, la valeur de $K$ s'écarte fortement de 1.
• 9.5.A.4 Les processus avec $\Delta G^{\circ} < 0$ favorisent les produits (c'est-à-dire $K > 1$) et ceux avec $\Delta G^{\circ} > 0$ favorisent les réactifs (c'est-à-dire $K < 1$).

Objectif d'apprentissage 9.6.A : Expliquer la relation entre la solubilité d'un sel et les changements d'enthalpie et d'entropie qui se produisent lors du processus de dissolution.

• 9.6.A.1 Le changement d'énergie libre ($\Delta G^{\circ}$) pour la dissolution d'une substance reflète un certain nombre de facteurs : la rupture des interactions intermoléculaires qui maintiennent le solide ensemble, la réorganisation du solvant autour des espèces dissoutes, et l'interaction des espèces dissoutes avec le solvant. Il est possible d'estimer le signe et la magnitude relative des contributions enthalpiques et entropiques à chacun de ces facteurs. Cependant, faire des prédictions pour le changement total d'énergie libre de dissolution peut être difficile en raison des annulations entre les énergies libres associées aux trois facteurs cités.

Objectif d'apprentissage 9.7.A : Expliquer la relation entre les sources externes d'énergie ou les réactions couplées et leur capacité à entraîner des processus thermodynamiquement défavorisés.

• 9.7.A.1 Une source externe d'énergie peut être utilisée pour rendre un processus thermodynamiquement défavorisé possible. Exemples incluent :
  • 9.7.A.1.i L'énergie électrique pour alimenter une cellule électrolytique ou charger une batterie.
  • 9.7.A.1.ii La lumière pour alimenter la conversion globale du dioxyde de carbone en glucose dans la photosynthèse.
• 9.7.A.2 Un produit souhaité peut être formé en couplant une réaction thermodynamiquement défavorisée qui produit ce produit à une réaction favorisée (par exemple, la conversion de $ATP$ en $ADP$ dans les systèmes biologiques). Dans le système couplé, les réactions individuelles partagent un ou plusieurs intermédiaires communs. La somme des réactions individuelles produit une réaction globale qui atteint l'issue souhaitée et possède $\Delta G^{\circ} < 0$.

Objectif d'apprentissage 9.8.A : Expliquer la relation entre les composants physiques d'une cellule électrochimique et les principes opérationnels globaux de la cellule.

• 9.8.A.1 Chaque composant d'une cellule électrochimique (électrodes, solutions dans les demi-cellules, pont salin, dispositif de mesure de tension/courant) joue un rôle spécifique dans le fonctionnement global de la cellule. Les caractéristiques opérationnelles de la cellule (galvanique vs. électrolytique, direction du flux d'électrons, réactions se déroulant dans chaque demi-cellule, changement de masse de l'électrode, évolution d'un gaz à une électrode, flux d'ions à travers le pont salin) peuvent être décrites aux niveaux macroscopique et particulaire.
• 9.8.A.2 Les cellules galvaniques, parfois appelées voltaïques, impliquent une réaction thermodynamiquement favorisée, tandis que les cellules électrolytiques impliquent une réaction thermodynamiquement défavorisée. Les représentations visuelles des cellules galvaniques et électrolytiques sont des outils d'analyse pour identifier où se produisent les demi-réactions et dans quelle direction le courant circule.
• 9.8.A.3 Pour toutes les cellules électrochimiques, l'oxydation se produit à l'anode et la réduction se produit à la cathode.
  • Énoncé d'exclusion : L'étiquetage d'une électrode comme positive ou négative ne sera pas évalué à l'examen AP.

Objectif d'apprentissage 9.9.A : Expliquer si une cellule électrochimique est thermodynamiquement favorisée, sur la base de son potentiel standard de cellule et des demi-réactions constitutives au sein de la cellule.

• 9.9.A.1 L'électrochimie englobe l'étude des réactions d'oxydoréduction qui se produisent dans les cellules électrochimiques. Les réactions sont soit thermodynamiquement favorisées (résultant en une tension positive), soit thermodynamiquement défavorisées (résultant en une tension négative et nécessitant un potentiel appliqué externement pour que la réaction se poursuive).
• 9.9.A.2 Le potentiel standard de cellule des cellules électrochimiques peut être calculé en identifiant les demi-réactions d'oxydation et de réduction et leurs potentiels de réduction standards respectifs.
• 9.9.A.3 $\Delta G^{\circ}$ (variation d'énergie libre de Gibbs standard) est proportionnel à l'opposé du potentiel de cellule pour la réaction d'oxydoréduction dont il est construit. Ainsi, une cellule avec un $E^{\circ}$ positif implique une réaction thermodynamiquement favorisée, et une cellule avec un $E^{\circ}$ négatif implique une réaction thermodynamiquement défavorisée.
  • Équation : $\Delta G^{\circ} = -nFE^{\circ}$

Objectif d'apprentissage 9.10.A : Expliquer la relation entre les écarts par rapport aux conditions standards de cellule et les changements du potentiel cellulaire.

• 9.10.A.1 Dans un système réel dans des conditions non standards, le potentiel cellulaire variera selon les concentrations des espèces actives. Le potentiel cellulaire est une force motrice vers l'équilibre ; plus la réaction est éloignée de l'équilibre, plus la magnitude du potentiel cellulaire est grande.

• 9.10.A.2 Les arguments d'équilibre tels que le principe de Le Châtelier ne s'appliquent pas aux systèmes électrochimiques, car ces systèmes ne sont pas à l'équilibre.

• 9.10.A.3 Le potentiel cellulaire standard $E^{\circ}$ correspond aux conditions standards de $Q = 1$. À mesure que le système approche de l'équilibre, la magnitude (c.-à-d., la valeur absolue) du potentiel cellulaire diminue, atteignant zéro à l'équilibre (lorsque $Q = K$). Les écarts par rapport aux conditions standards qui éloignent la cellule davantage de l'équilibre que $Q = 1$ augmenteront la magnitude du potentiel cellulaire par rapport à $E^{\circ}$. Les écarts par rapport aux conditions standards qui rapprochent la cellule de l'équilibre que $Q = 1$ diminueront la magnitude du potentiel cellulaire par rapport à $E^{\circ}$. Dans les cellules de concentration, la direction du flux spontané d'électrons peut être déterminée en considérant la direction nécessaire pour atteindre l'équilibre.

• 9.10.A.4 Les calculs algorithmiques utilisant l'équation de Nernst sont insuffisants pour démontrer une compréhension des cellules électrochimiques dans des conditions non standards. Cependant, les étudiants doivent comprendre qualitativement les effets de la concentration sur le potentiel cellulaire et utiliser un raisonnement conceptuel, y compris l'utilisation qualitative de l'équation de Nernst :

  • Équation : $E = E^{\circ} - (RT/nF) \ln Q$

  pour résoudre des problèmes.

Objectif d'apprentissage 9.11.A : Calculer la quantité de charge électrique en fonction des changements dans les quantités de réactifs et de produits dans une cellule électrochimique.

• 9.11.A.1 Les lois de Faraday peuvent être utilisées pour déterminer la stœchiométrie de la réaction redox se déroulant dans une cellule électrochimique par rapport à ce qui suit :
  • 9.11.A.1.i Nombre d'électrons transférés
  • 9.11.A.1.ii Masse de matériau déposée sur ou retirée d'une électrode (comme dans le galvanoplastie)
  • 9.11.A.1.iii Courant
  • 9.11.A.1.iv Temps écoulé
  • 9.11.A.1.v Charge des espèces ioniques
  • Équation : $I = q/t$