BCPST1 DE MONTPELLIER

SCIENCES PHYSIQUES

Colle 7

COLLE 7 RC
COLLE SEMAINE 7

Compétences exigibles:

CONNAÎTRE LE COURS: QUESTIONS DE COURS AU PROGRAMME

Ne pas confondre courant et tension ou différence de potentiel

Bien faire la différence entre les grandeurs de type extensif et intensif

Savoir trouver des équivalents pour éviter les calculs trop longs

Essayer de trouver une tension bien choisie pour écrire la loi des noeuds en fonction de cette tension, même avec un condensateur.

Savoir simplifier les circuits même dans le cas des condensateurs, savoir utiliser les conditions aux limites (modélisation par un fil ou un interrupteur ouvert). Savoir faire apparaître une constante de temps.

Savoir modéliser des échanges thermiques ou particulaires par un schéma simplifié de type électrique.

Savoir faire des bilans énergétiques.
BILAN MACROSCOPIQUE

ANALYSE DES CIRCUITS ÉLECTRIQUES

I) COURANTS ET TENSIONS

1. Dipôles
2.Convention récepteur, générateur

3.Caractéristiques de quelques dipôles linéaires

a)  Classification
b)  Le resistor
c)  Dipôle actif linéaire : source linéaire non idéale

caractéristique
modélisation de Thévenin
modélisation de Norton
Relation entre les deux modèles

4.Lois de Kirchhoff
5.Association en // de dipôles linéaires

6.Association en série de dipôles linéaires

7.Loi de Pouillet
8.Loi des nœuds en fonction des tensions

II) EXEMPLES DE RÉSEAUX
1.Diviseur de tension

a) réel

b) idéal

2.Diviseur de courant

a) réel

b) idéal
3.Pont de Wheatstone

RÉGIMES TRANSITOIRES DU PREMIER ORDRE

I)GÉNÉRALITÉS

II)CONDENSATEURS

1.Définition
2. Caractéristiques

3. Propriétés

a)  i=f(u)
b)  énergie stockée
c)  régime stationnaire
III) CHARGE ET DÉCHARGE D’UN CONDENSATEUR

1.Réponse à un échelon de tension
a)Montage
b)Loi d’évolution pour le courant et la tension Bilan énergétique
2. Décharge

a)  Loi d’évolution pour le courant et la tension
b)  Bilan énergétique

IV) ANALOGIE AVEC D’AUTRES PHÉNOMÈNES DE TRANSPORT

1.Transfert thermique

2.Diffusion de particules

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Colle 6

COLLE SEMAINE 6

COLLE 6 élecb

Connaître les conventions utilisées en électricité
Connaître les ≠ caractéristiques au programme
Savoir faire la différence entre ∆U, ∆T, ∆C (hétérogénéité de paramètre intensif) et I, Puissance thermique, flux de particules, (transfert de grandeur extensive)

Savoir simplifier les montages électriques pour simplifier les calculs Savoir appliquer la loi des noeuds en utilisant une tension bien choisie

Avant d’écrire UAB=RI bien cerner la localisation des ≠ dipôles.
Connaître les formules du diviseur de tension et de courant parfaits

SIGNAUX PHYSIQUES

 

GÉNÉRALITÉS

1.Définitions
2. Acquisition d’un signal

II) SIGNAUX DÉPENDANT DU TEMPS

1. Régime stationnaire, transitoire, permanent
a) Stationnaire
b) Transitoire , permanent, temps de réponse, de relaxation

2. Signaux périodiques

a) sinusoidal

b) Décomposition en série de Fourier

BILAN MACROSCOPIQUE

I) SYSTÈME

1. Définition
2. Propriétés
3.Grandeur intensive, extensive
4.Bilan d’échange de grandeur extensive

a)  Électrocinétique
b)  fluide incompressible
c)  fluide gazeux
d)  diffusion de particules
e)  transfert thermique

TRANPORT

I)  ORIGINE DU PHÉNOMÈNE
II)  TRANSPORT LINÉAIRE

1. Résistance
2.Association de résistances en série ou //

ANALYSE DES CIRCUITS ÉLECTRIQUES

I) COURANTS ET TENSIONS

1. Dipôles
2.Convention récepteur, générateur 3.Caractéristiques de quelques dipôles linéaires

a)  Classification
b)  Le resistor
c)  Dipôle actif linéaire : source linéaire non idéale

caractéristique
modélisation de Thévenin
modélisation de Norton
Relation entre les deux modèles

4.Lois de Kirchhoff
5.Association en // de dipôles linéaires

6.Association en série de dipôles linéaires

7.Loi de Pouillet
8.Loi des nœuds en terme de tensions (vu en exos)

II) EXEMPLES DE RÉSEAUX
1.Diviseur de tension

a) réel

b) idéal

2.Diviseur de courant

a) réel

b) idéal
3.Pont de Wheatstone

Colle 5

COLLE SEMAINE 5

COLLE 5 dosagespHRedoxconductimétrieélec

Pour le DS il n’y a que de la chimie

Pour la semaine prochaine il y a manipulation de logiciel d’optique sans blouse

IL Y A QUESTIONS DE COURS SUR LA PHYSIQUE

TIPES DE L’AN PROCHAIN: « TRANSPORT »

THERMOCHIMIE

  1. DESCRIPTION D’UN SYSTÈME FERMÉ EN RÉACTION CHIMIQUE
    1. Avancement de réaction
    2. Etat standard d’un constituant pur
      1. Introduction
      2. Gaz parfait et état condensé
    3. Activité d’un constituant dans un mélange idéal

II) ÉVOLUTION À T ET P CONSTANTES D’UN SYSTÈME CHIMIQUE: CRITÈRE D’ÉVOLUTION, CRITÈRE D’ÉQUILIBRE.

    1. Constante thermodynamique d’équilibre K0.
    2. Quotient de réaction Qr.

pH DES SOLUTIONS AQUEUSES

  1. DÉFINITIONS
    1. Couple acide-base
    2. ampholyte
  1. FORCE DES ACIDES ET DES BASES
    1. Constante d’équilibre et d’acidité
    2. Classement des couples sur une échelle de pKa
    3. Domaines de prédominance
    4. Courbes de distribution
  1. CALCULS DE PH: Méthode de la RP
  1. Définition
  2. Exemples classiques
    1. Monoacide fort
    2. Monoacide faible
    3. Monobase forte
    4. Monobase faible
    5. Ampholyte
      1. cas simple
      2. cas d’un zwiterrion
    6. Mélange acide base
      1. HA + A-
      2. Acide et base non conjuguée en proportions égales

III) SOLUTION TAMPON

  1. Définition et généralités
  2. Paramètres du pouvoir tampon

RÉACTIONS D’OXYDO-RÉDUCTION

  1. DÉFINITION

    1. Phase gaz ou hétérogène (généralités sans applications)

    2. Phase aqueuse

    3. Équilibrage d’une réaction rédox (en milieu acide et basique)

    4. Amphotère rédox : ex de H2O2 et O2 catalysés par catalase et SOD

    5. Pile électrochimique

  2. ÉCHELLE DES POTENTIELS STANDARD

    1. Définition

    2. Montages possibles

    3. Force des oxydants et réducteurs

    4. Détermination de la RP dans un mélange

    5. Calcul d’une constante d’équilibre.

DOSAGES ACIDO-BASIQUES

I) GÉNÉRALITÉS
  1. ACIDE FORT-BASE FORTE EN FONCTION DE V(équations de courbe pHmétrique simulée et tracé avec interprétation)
  1. BASE FORTE ACIDE FORT EN FONCTION DE V(équations de courbe pHmétrique simulée et tracé avec interprétation)
  1. ACIDE FAIBLE BASE FORTE(équations de courbe pHmétrique simulée et tracé avec interprétation)
  1. BASE FAIBLE ACIDE FORT(équations de courbe pHmétrique simulée et tracé avec interprétation)
  1. DOSAGE EN PRÉSENCE D’INDICATEUR COLORÉ
      1. Acido basique
    1. Comparaison avec dosage rédox
  1. POLYACIDE, EXEMPLE DE LA GLYCINE PROTONÉE.
    1. Condition pour un dosage séparé de deux acidités
    2. application au cas de la glycine
    1. existence d’un amphion
    2. utilisation du logiciel de dosage DOZZZAQUEUX, et interprétation de l’allure.
    3. Confirmation des résultats par le calcul
  1. DOSAGE CONDUCTIMÉTRIQUE
    1. Généralités
    2. Dosage du chlorure d’ammonium par la soude

SIGNAUX PHYSIQUES (cours uniquement)

  1. GÉNÉRALITÉS

    1.Définitions

    2. Acquisition d’un signal

  2. SIGNAUX DÉPENDANT DU TEMPS

    1. Régime stationnaire, transitoire, permanent

    1. Stationnaire

    2. Transitoire , permanent, temps de réponse, de relaxation

  3. 2. Signaux périodiques

    1. sinusoidal

    2. Décomposition en série de Fourier

  4. Ondes

    1. Mise en évidence

    2. Expression de la valeur du signal en un point donné

    3. Différents types d’onde

      BILAN MACROSCOPIQUE (cours uniquement)

  1. SYSTÈME

    1. Définition

    2. Propriétés

    3. Grandeur intensive, extensive

    4. Bilan d’échange de grandeur extensive

      1. Électrocinétique

      2. fluide incompressible

      3. fluide gazeux

      4. diffusion de particules

      5. transfert thermique

      6. flux de photons

TRANPORT (cours uniquement)

  1. ORIGINE DU PHÉNOMÈNE

  2. TRANSPORT LINÉAIRE

    1. Résistance

    2. Association de résistances en série ou //

ANALYSE DES CIRCUITS ÉLECTRIQUES (cours uniquement)

I. COURANTS ET TENSIONS

  1. Dipôles

  2. Convention récepteur, générateur

  3. Caractéristiques de quelques dipôles linéaires

    1. Classification
    2. Le resistor

    3. Dipôle actif linéaire : source linéaire non idéale

      1. caractéristique
      2. modélisation de Thévenin

      3. modélisation de Norton

      4. Relation entre les deux modèles

  4. Lois de Kirchhoff

  5. Association en // de dipôles linéaires

  6. Association en série de dipôles linéaires

  7. Loi de Pouillet

  8. Loi des nœuds en fonction d’une tension bien choisie (vue en TD)

  1. EXEMPLES DE RÉSEAUX

    1. Diviseur de tension

      1. réel

      2. idéal

    2. Diviseur de courant

      1. réel

      2. idéal

 

COLLE SEMAINE 4

 

COLLE 4 dosagespHRedoxconductimétrie

Les dosages en retour sont possibles: savoir les exploiter ou en proposer un à partir de données fournies

Savoir justifier l’emploi d’un indicateur pHmétrique ou rédox

Conductivité: savoir déduire un Ka ou K° à partir d’une mesure, savoir prévoir ou expliquer des variations à partir de données fournies

pH: savoir interpréter ou prévoir les courbes de dosage, savoir relier les variations de pourcentages aux RPD, RPE, RPS.

 

THERMOCHIMIE

 

I)DESCRIPTION D’UN SYSTÈME FERMÉ EN RÉACTION CHIMIQUE

1)Avancement de réaction
2)Etat standard d’un constituant pur

a)Introduction
b)Gaz parfait et état condensé
c)Activité d’un constituant dans un mélange idéal
II) ÉVOLUTION À T ET P CONSTANTES D’UN SYSTÈME CHIMIQUE: CRITÈRE D’ÉVOLUTION, CRITÈRE D’ÉQUILIBRE.

1)Constante thermodynamique d’équilibre K0.
2)Quotient de réaction Qr.

 

 

 

pH DES SOLUTIONS AQUEUSES

 

 

 

 

 

I)DÉFINITIONS
1)Couple acide-base
2)ampholyte
II)FORCE DES ACIDES ET DES BASES
1)Constante d’équilibre et d’acidité
2)Classement des couples sur une échelle de pKa
3)Domaines de prédominance
4)Courbes de distribution
II)CALCULS DE PH
1)Méthode de la RP

a)Définition
b)Exemples classiques

i)Monoacide fort
ii)Monoacide faible
iii)Monobase forte
iv)Monobase faible
v)Ampholyte

va)cas simple
vb)cas d’un zwiterrion
vi)Mélange acide base
vii)HA + A-
viii)Acide et base non conjuguée en proportions égales
III) SOLUTION TAMPON

 

 

1)Définition et généralités
2)Paramètres du pouvoir tampon

 

 

 

RÉACTIONS D’OXYDO-RÉDUCTION

 

 

I)DÉFINITION

1)Phase gaz ou hétérogène (généralités sans applications)
2)Phase aqueuse
3)Équilibrage d’une réaction rédox (en milieu acide et basique)
4)Amphotère rédox : ex de H2O2 et O2- catalysés par catalase et SOD
5)Pile électrochimique
II)ÉCHELLE DES POTENTIELS STANDARD

1)Définition
2)Montages possibles
3)Force des oxydants et réducteurs
4)Détermination de la RP dans un mélange
5)Calcul d’une constante d’équilibre.

 

DOSAGES ACIDO-BASIQUES

I) GÉNÉRALITÉS

 

II)ACIDE FORT-BASE FORTE EN FONCTION DE V

(équations de courbe pHmétrique simulée et tracé avec interprétation)

III)BASE FORTE ACIDE FORT EN FONCTION DE V

(équations de courbe pHmétrique simulée et tracé avec interprétation)

IV)ACIDE FAIBLE BASE FORTE

(équations de courbe pHmétrique simulée et tracé avec interprétation)

V)BASE FAIBLE ACIDE FORT

(équations de courbe pHmétrique simulée et tracé avec interprétation)

VI)DOSAGE EN PRÉSENCE D’INDICATEUR COLORÉ

1)Acido basique
2)Comparaison avec dosage rédox

 

VII)POLYACIDE, EXEMPLE DE LA GLYCINE PROTONÉE.

1)Condition pour un dosage séparé de deux acidités
2)application au cas de la glycine
3)existence d’un amphion
4)utilisation du logiciel de dosage DOZZZAQUEUX, et interprétation de l’allure.
5)Confirmation des résultats par le calcul
DOSAGE CONDUCTIMÉTRIQUE

1)Généralités
2)Dosage du chlorure d’ammonium par la soude

 

 

 

 

 

Colle 3

COLLE SEMAINE 3

COLLE 3 dosagespHRedox

THERMOCHIMIE

I) DESCRIPTION D’UN SYSTÈME FERMÉ EN RÉACTION CHIMIQUE

  1. Avancement de réaction
  2. Etat standard d’un constituant pur
    1. Introduction
    2. Gaz parfait et état condensé
  3. Activité d’un constituant dans un mélange idéal

II) ÉVOLUTION À T ET P CONSTANTES D’UN SYSTÈME CHIMIQUE: CRITÈRE D’ÉVOLUTION, CRITÈRE D’ÉQUILIBRE.

    1. Constante thermodynamique d’équilibre K0.
    2. Quotient de réaction Qr.

pH DES SOLUTIONS AQUEUSES

I) DÉFINITIONS

  1. Couple acide-base
  2. ampholyte

II) FORCE DES ACIDES ET DES BASES

    1. Constante d’équilibre et d’acidité
    2. Classement des couples sur une échelle de pKa
    3. Domaines de prédominance
    4. Courbes de distribution

III) CALCULS DE PH

  1. Méthode de la RP

α. Définition

β. Exemples classiques

i. Monoacide fort

ii. Monoacide faible

iii. Monobase forte

iv. Monobase faible

v. Ampholyte

v.a. cas simple

v.b. cas d’un zwiterrion

vi. Mélange acide base

a. HA + A-

b. Acide et base non conjuguée en proportions égales

III) SOLUTION TAMPON

  1. Définition et généralités
  2. Paramètres du pouvoir tampon

RÉACTIONS D’OXYDO-RÉDUCTION

  1. DÉFINITION

    1. Phase gaz ou hétérogène (généralités sans applications)

    2. Phase aqueuse

    3. Équilibrage d’une réaction rédox (en milieu acide)

    4. Amphotère rédox : ex de H2O2 et O2 catalysés par catalase et SOD

    5. Pile électrochimique

  2. ÉCHELLE DES POTENTIELS STANDARD

    1. Définition

    2. Montages possibles

    3. Force des oxydants et réducteurs

    4. Détermination de la RP dans un mélange

    5. Calcul d’une constante d’équilibre.

DOSAGES ACIDO-BASIQUES

I) GÉNÉRALITÉS

  1. ACIDE FORT-BASE FORTE EN FONCTION DE V(équations de courbe pHmétrique simulée et tracé avec interprétation)
  1. BASE FORTE ACIDE FORT EN FONCTION DE V(équations de courbe pHmétrique simulée et tracé avec interprétation)
  1. ACIDE FAIBLE BASE FORTE(équations de courbe pHmétrique simulée et tracé avec interprétation)
  1. BASE FAIBLE ACIDE FORT(équations de courbe pHmétrique simulée et tracé avec interprétation)
  1. DOSAGE EN PRÉSENCE D’INDICATEUR COLORÉ
      1. Acido basique
    1. Comparaison avec dosage rédox
  1. POLYACIDE, EXEMPLE DE LA GLYCINE PROTONÉE.
    1. Condition pour un dosage séparé de deux acidités
    2. application au cas de la glycine
    1. existence d’un amphion
    2. utilisation du logiciel de dosage DOZZZAQUEUX, et interprétation de l’allure.
    3. Confirmation des résultats par le calcul

Colle 2

COLLE SEMAINE 2

Compétences attendues: les mêmes que la semaine dernière avec plus d’autonomie et de capacité d’interprétation, notamment pour les courbes de dosage.

COLLE 2 dosagespH

 

 

THERMOCHIMIE

 

I)DESCRIPTION D’UN SYSTÈME FERMÉ EN RÉACTION CHIMIQUE

1)Avancement de réaction
2)Etat standard d’un constituant pur

a)Introduction
b)Gaz parfait et état condensé
c)Activité d’un constituant dans un mélange idéal
II) ÉVOLUTION À T ET P CONSTANTES D’UN SYSTÈME CHIMIQUE: CRITÈRE D’ÉVOLUTION, CRITÈRE D’ÉQUILIBRE.

1)Constante thermodynamique d’équilibre K0.
2)Quotient de réaction Qr.

 

 

 

pH DES SOLUTIONS AQUEUSES

 

 

 

 

 

I)DÉFINITIONS
1)Couple acide-base
2)ampholyte
II)FORCE DES ACIDES ET DES BASES
1)Constante d’équilibre et d’acidité
2)Classement des couples sur une échelle de pKa
3)Domaines de prédominance
4)Courbes de distribution
CALCULS DE PH
1)Méthode de la RP

a)Définition
b)Exemples classiques

i)Monoacide fort
ii)Monoacide faible
iii)Monobase forte
iv)Monobase faible
v)Ampholyte
vi)Mélange acide base
α)HA + A-
β)Acide et base non conjuguée en proportions égales
III) SOLUTION TAMPON

 

 

1)Définition et généralités
2)Paramètres du pouvoir tampon

 

 

 

 

DOSAGES ACIDO-BASIQUES

I) GÉNÉRALITÉS

 

II)ACIDE FORT-BASE FORTE EN FONCTION DE V

(équations de courbe pHmétrique simulée et tracé avec interprétation)

III)BASE FORTE ACIDE FORT EN FONCTION DE V

(équations de courbe pHmétrique simulée et tracé avec interprétation)

IV)ACIDE FAIBLE BASE FORTE

(équations de courbe pHmétrique simulée et tracé avec interprétation)

V)BASE FAIBLE ACIDE FORT

(équations de courbe pHmétrique simulée et tracé avec interprétation)

 

Colle 1

Compétences attendues: 

Savoir exprimer l’activité d’un constituant quelconque dans un mélange

Savoir prévoir l’évolution d’un système chimique et déterminer  son état d’équilibre

Dans les calculs les simplifications prévisibles sont bien sûr utilisables

Savoir calculer un pH et vérifier sa validité, calculs grâce à la RP ou aux RP successives, prévision de RPS, sans calculs sur les RPS.

Savoir utiliser le diagramme de prédominance des espèces pour effectuer les vérifications

 

 

THERMOCHIMIE

 

DESCRIPTION D’UN SYSTÈME FERMÉ EN RÉACTION CHIMIQUE

Avancement de réaction
Etat standard d’un constituant pur

Introduction
Gaz parfait et état condensé
Activité d’un constituant dans un mélange idéal
II) ÉVOLUTION À T ET P CONSTANTES D’UN SYSTÈME CHIMIQUE: CRITÈRE D’ÉVOLUTION, CRITÈRE D’ÉQUILIBRE.

Constante thermodynamique d’équilibre K0.
Quotient de réaction Qr.

pH DES SOLUTIONS AQUEUSES

I)DÉFINITIONS
1)Couple acide-base
2)ampholyte
II)FORCE DES ACIDES ET DES BASES
1)Constante d’équilibre et d’acidité
2)Classement des couples sur une échelle de pKa
3)Domaines de prédominance
4)Courbes de distribution
III)CALCULS DE PH: Méthode de la RP

1)Définition
2)Exemples classiques

a)Monoacide fort
b)Monoacide faible
c)Monobase forte
d)Monobase faible
e)Ampholyte
f)Mélange acide base:
HA + A-
Acide et base non conjuguée en proportions égales
g)Cas apparemment plus complexe