Exovideo	Sciences physiques en vidéo (ancien programme 2001/2010)
Seconde	Première S	Terminale S	Bac+ 1	Divers
1. Physique 2. Chimie 3. vidéos : physique chimie 4. Index écrit	1. chimie 2. physique 3. vidéos : physique chimie	1. Physique 2. Chimie 3. Spécialité 4. vidéos : physique / chimie 5.Index : physique / chimie 6. Le bac S	1. Electrocinétique 2. Thermodynamique 3. Optique 4. Mécanique 5. Electromagnétisme 6. Toutes les vidéos	Résultats au bac L’avis de l’inspectrice Livre d’or Lien Contact :thierry.collet@voila.fr

Chimie 1ère S

A : la mesure en chimie B : la chimie créatrice
		Vidéo de cours	Vidéo d’exercices
A : la mesure en chimie pourquoi mesurer des quantités de matière? 1 : les quantités de matière	1.1 acide perchlorique 1.2 masse et quantité de matière de H2 dans une bouteille 1.3 volume de Krypton dans une lampe 1.4 préparation de solution d’acide sulfurique 1.5 préparation de solution de chlorure d’hydrogène 1.6 combustion du méthane, mélange stœchiométrique 1.7 obtention de cuivre à partir de CuO 1.8 précipitation du phosphate de calcium 1.9 aluminium et acide chlorhydrique, état initial et final 1.10 pyrolyse de 342 g de sucre 1.11 graphique d’évolution des quantités de matière 1.12 la magnésie	1. la mole 2. volume molaire d’un gaz Vm = n/V * 3. exemple de densité* 4. masse et quantité de matière n = m/M 5. volume et quantité de matière Vm = V/n 6. concentration molaire 7. relation entre n, p(masse volumique) et V* 8. calcul de concentration d’ion en solution 9. dissolution et solvatation de composés ioniques 10. équation d’état des gaz parfaits	1.1 relation entre n, p(masse volumique) et V 1.2 calcul de concentration d’ion en solution 1.3 formule M = m/(C.V) 1.4 M(HclO4,xH2O), x = ? 1.5 n(H2) = P.V(H2)/R.T 1.6 masse d’acide (solution commerciale) 1.7 concentration molaire (solution commerciale) 1.8 P = nRT/V 1.9 volume de HCl à dissoudre 1.10 préparation de solution par dilution
2 : solutions électrolytiques	2.1 solution de chlorure de calcium 2.2 liaison polarisée : molécule H2S 2.3 liaison polarisée dans CH3Cl et CCl4 2.4 solutions ioniques dans l’eau 2.5 sel de Mohr	2.1 cations 2.2 anions 2.3 molécule 2.4 concentration molaire 2.5 formule d’un solide ionique 2.6 liaison covalente polarisée 2.7 molécule dipolaire 2.8 concentration molaire d’ion en solution 2.9 dissolution et solvatation d’un solide ionique	2.1 C = m(M.V) 2.2 [Ca^2+] = C1 ;[Cl^-] = 2C1 2.3 [Na^+]=C1V1/(V1+V2); [Cl^-] C1.V1+C2V2)/(V1+V2) 2.4 représentation Lewis H2S 2.5 S : (-2d) H : +1d (H2S) 2.6 interaction entre H2O et H2S 2.7 H20+H2S = H3O^+ + HS^- pourquoi ? 2.8 Lewis ; molécule CCl4 et CH3Cl 2.9 géométrie tétraédrique CCl4 2.10 CCl4 molécule non polarisée 2.11 Ca^2+ aq+ C2O4^2-aq ® Ca C2O4 (s) 2.12 tableau d’avancement Ca^2+ (aq) + C2O4^2-aq ® Ca C2O4 (s) 2.13 charge de l’ion Fer dans le sel de Mohr Fe(NH4)2(SO4)2. 2.14 Fe(NH4)2(SO4)2 ® 2NH4^+(aq)+ 2SO4^2-(aq)+ Fe^2+(aq)
3 : suivi d’une réaction chimique	3.1 l’eau oxygénée 3.2 détermination de la concentration de sulfate de sodium 3.3 le laiton 3.4 précipité d’hydroxyde de fer (III)	3.1 tableau d’avancement 3.2 équation chimique 3.3 avancement x d’une réaction 3.4 avancement maximal 3.5 la transformation chimique	3.1 n = P.V/RT calcul 3.2 tableau d’avancement 2H2O2 = 2H2O + O2 3.3 tableau d’avancement Na2SO4 = 2Na^+ + SO4^2- 3.4 Zn + 2H^+= Zn^2+ + H2 3.5 pourcentage de cuivre et zinc dans le laiton
4 : la conductimétrie	4.1 détermination d’une concentration C(NaCl) 4 .2 détermination de la constante d’une cellule de conductimètre 4.3 précipité de chlorure d’argent 4.4 proportionnalité entre conductivité et concentration 4.5 utilisation d’une courbe d’étalonnage G = f(C)	4.1 conductance G d’une solution ionique 4.2 conductivité d’une solution 4.3 principe d’un conductimètre	4 .1 c = Co.Vo /(Veau+Vo) 4.2 graphique G = f(C) 4.3 mode opératoire d’une dilution 4.4 s = lK+ [K^+(aq)] + lCl- [Cl^-(aq) ] 4.5 calcul de conductivité 4.6 k = conductance/conductivité
5 : réactions acido basique	5.1 solution commerciale d’acide sulfurique 5.2 jus de citron 5.3 détartrage d’une cafetière 5.4 acide éthanoïque et ammoniac 5.5 chlorure d’ammonium et hydroxyde de sodium	5.1 couple acide base 5.2 l’eau espèce amphotère 5.3 réaction entre l’ion ammonium et hydroxyde 5.4 réaction acido-basique : généralisation*	5.1 réaction entre l’ion ammonium et hydroxyde
6 : réactions d’oxydoréduction	6.1 indicateurs colorés 6.2 Analyse d’un échantillon de Maillechort 6.3 plaque de circuit imprimé 6.4 oxydation du métal nickel par les ions argent	6.1 oxydant et réducteur 6.2 demi équation d’oxydation et de réduction 6.3 généralisation sur les réactions d’oxydoréduction 6.4 réaction entre Cr2O7^2- et C2H6O*
7 : dosage	7.1 dosage de l’eau de javel 7.2 dosage de la vitamine C 7.3 dosage du SO2 par le permanganate de potassium 7.4 dosage du dichromate par les ions fer

		cours	Exercices
B : la chimie créatrice 8 : la chimie organique au quotidien	8.1 formule brute d’un composé organique
9 : squelette carbonée des composés organiques	9.1 formule brute et topologique d’un alcène 9.2 La papavérine : antispasmodique naturel 9.3 détermination de la formule d’un alcool 9.4 composé formé de carbone, hydrogène,oxygène	9.1 chaine carbonée cyclique 9.2 chaine carbonée linéaire 9.3 chaine carbonée ramifiée 9.4 écriture topologique 9.5 isomère de position 9.6 isomère de fonction 9.7 isomérie de configuration 9.8 isomérie de chaine 9.9 chaine carbonée saturée et insaturée
10 : modification du squelette carboné des composés organiques
11 : quelques familles de composés organiques
12 : réactivité des alcools	12.1 oxydation ménagée d’un alcool 12.2 arôme de menthe 12.3 alcootest 12.4 isomère d’un alcool saturé	12.1 les alcools 12.2 oxydation totale d’un alcool 12.3 alcool primaire secondaire et tertiaire 12.4 oxydation ménagée des alcools primaire et secondaire 12.5 déshydratation des alcools 12.6 réaction de substitution avec les halogènes
13 : passage d’un groupe à un autre		13.1 les alcènes 13.2 hydratation des alcènes