Exovideo

Sciences physiques en vidéo (ancien programme 2001/2010) 

Seconde

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Bac+ 1

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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

: 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 [Ca2+] = 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 Ca2+ aq+ C2O42-aq ®   Ca C2O4 (s) 

2.12 tableau d’avancement  Ca2+ (aq) + C2O42-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)+ 2SO42-(aq)+ Fe2+(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+ + SO42-

3.4 Zn + 2H+ = Zn2+ + 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 Cr2O72- 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