Exigences de la Caroline du Nord pour réussir le cours de chimie au lycée. | Chimie générale 1

La chimie est-elle requise au lycée en Caroline du Nord ?

Les élèves du lycée de Caroline du Nord doivent remplir les exigences de l'obligation de suivre le cursus "Future-Ready Course of Study" (FRC). Parmi les 22 crédits requis pour obtenir leur diplôme de fin d'études secondaires, les élèves auront besoin des crédits suivants en sciences, selon les directives du parcours d'apprentissage :

• Future-Ready Core - 3 crédits
  • Un cours de sciences physiques
  • Biologie
  • Un cours de sciences de la Terre/environnementales
• Future-Ready Occupational - 2 crédits 
  • Sciences appliquées
  • Biologie

Le Department of Public Instruction de Caroline du Nord a compilé un guide complet des standards essentiels de chimie de l'État, où les élèves exploreront les sujets de chimie suivants :

 

Chm.1.1 - Analyse de la structure des atomes et des ions. - Chm.1.1.1 - Analyser la structure des atomes, des isotopes et des ions. - Caractériser les protons, les neutrons et les électrons en termes de localisation, de charge relative et de masse relative (p=1, n=1, e=1/2000). - Utiliser les symboles : A = numéro de masse, Z = numéro atomique. - Utiliser la notation pour écrire les symboles des isotopes : ²³⁵₉₂U ou U-235. - Identifier un isotope en utilisant le numéro de masse et le numéro atomique et le relier au nombre de protons, de neutrons et d'électrons. - Différencier la masse atomique moyenne d'un élément de la masse isotopique réelle et du numéro de masse spécifique de chaque isotope. (Utiliser des calculs d'exemple pour déterminer la masse atomique moyenne des atomes à partir de leur abondance relative et de leur masse isotopique réelle pour développer la compréhension). - Chm.1.1.2 - Analyser un atome en termes de la localisation des électrons. - Analyser les diagrammes liés au modèle de Bohr de l'atome d'hydrogène en termes de niveaux d'énergie discrets autorisés dans le spectre d'émission. - Décrire le nuage électronique de l'atome en termes d'un modèle probabiliste. - Relier les configurations électroniques des atomes aux modèles de Bohr et de nuage électronique. - Chm.1.1.3 - Expliquer l'émission de rayonnement électromagnétique sous forme spectrale en termes du modèle de Bohr. - Comprendre que l'énergie existe sous forme d'unités discrètes appelées quanta. - Décrire les concepts d'état excité et d'état fondamental des électrons dans l'atome : - 1. L'absorption d'énergie entraîne le déplacement de l'électron de son état fondamental vers un niveau d'énergie supérieur. - 2. Lorsque l'électron passe à un niveau d'énergie inférieur, il libère la différence d'énergie entre les deux niveaux sous forme de rayonnement électromagnétique (spectre d'émission). - Affirmer que ce rayonnement électromagnétique est émis sous forme de photons. - Comprendre la relation inverse entre la longueur d'onde et la fréquence, et la relation directe entre l'énergie et la fréquence. - Utiliser les diagrammes « Modèle de Bohr pour l'atome d'hydrogène » et « Spectre électromagnétique » des tableaux de référence pour relier la couleur, la fréquence et la longueur d'onde de la lumière émise à l'énergie du photon. - Expliquer que Niels Bohr a élaboré un modèle de l'atome d'hydrogène basé sur des observations expérimentales. Ce modèle indiquait que : - 1. Un électron tourne autour du noyau uniquement dans des plages d'énergie fixes appelées orbites. - 2. Un électron ne peut ni gagner ni perdre d'énergie à l'intérieur de cette orbite, mais il peut passer d'une orbite à une autre. - 3. L'orbite d'énergie la plus basse est la plus proche du noyau. - Décrire la dualité onde/particule des électrons. - Chm.1.1.4 - Expliquer le processus de la désintégration radioactive à l'aide d'équations nucléaires et de la demi-vie. - Utiliser les symboles et distinguer entre les particules alpha ( ₂ ⁴He), les particules bêta ( _-1⁰e) et les rayonnements gamma (⋎), y compris la masse relative. - Utiliser la notation abrégée des particules intervenant dans les équations nucléaires pour les équilibrer et résoudre les inconnues. - Comparer le pouvoir de pénétration des rayonnements alpha, bêta et gamma. - Décrire conceptuellement la désintégration radioactive, y compris : - 1. La désintégration comme un événement aléatoire, indépendant d'autres influences énergétiques. - 2. L'utilisation de symboles pour représenter des équations de désintégration simples et équilibrées. - 3. La demi-vie (y compris des calculs simples). - Comparer la désintégration radioactive à la fission et à la fusion.

Chm.1.2 — Comprendre la liaison qui se produit dans les composés simples en termes de type de liaison, de force et de propriétés.

• Chm.1.2.1 — Comparer (qualitativement) les forces relatives des liaisons ioniques, covalentes et métalliques. 
  • Décrire les liaisons métalliques : «ions métalliques plus ‘mer’ d'électrons mobiles». 
  • Décrire comment les ions se forment et quelles sont les arrangements stables (niveau d'électron d complet, ou niveau d'électron d à moitié rempli).
  • Utiliser correctement le terme cation comme un ion chargé positivement et anion comme un ion chargé négativement.
  • Prédire les charges ioniques pour les éléments représentatifs en fonction des électrons de valence.
  • Appliquer le concept que le partage des électrons forme un composé covalent qui est un arrangement stable (gaz inerte).
  • Dessiner des structures de Lewis (diagramme à points) pour les composés simples et les éléments diatomiques, en indiquant les liaisons simples, doubles ou triples. 
• Chm.1.2.2 — Inférer le type de liaison et la formule chimique formée entre les atomes. 
  • Déterminer qu'une liaison est principalement ionique par la position des atomes dans le tableau périodique (métaux associés à des non-métaux) ou lorsque ∆EN > 1,7.
  • Déterminer qu'une liaison est principalement covalente par la position des atomes dans le tableau périodique (non-métaux associés à des non-métaux) ou lorsque ∆EN < 1,7. 
  • Prédire les formules chimiques des composés en utilisant les structures de Lewis. 
• Chm.1.2.3 — Comparer les forces inter et intraparticulaires. 
  • Expliquer pourquoi les forces intermoléculaires sont plus faibles que les liaisons ioniques, covalentes ou métalliques
  • Expliquer pourquoi les liaisons hydrogène sont plus fortes que les forces dipôle-dipôle qui sont plus fortes que les forces de dispersion.
  • Appliquer la relation entre l'énergie de liaison et la longueur des liaisons simples, doubles et triples (conceptuel, sans nombres).
  • Décrire les forces intermoléculaires pour les composés moléculaires.  
    • Attraction par liaison hydrogène entre les molécules lorsque H est lié à O, N ou F.  Attractions dipôle-dipôle entre les molécules polaires.  
    • Forces de dispersion de London (électrons d'une molécule attirés par le noyau d'une autre molécule) – c'est-à-dire, les gaz inertes liquéfiés.  
    • Forces de dispersion de London (électrons d'une molécule attirés par le noyau d'une autre molécule) – c'est-à-dire, les gaz inertes liquéfiés.  
    • Résistance relative (H>dipôle>London/van der Waals). 
• Chm.1.2.4 — Interpréter le nom et la formule des composés en utilisant la convention IUPAC. 
  • Écrire les composés binaires de deux non-métaux : utiliser les préfixes grecs (di-, tri-, tétra-, …).
  • Écrire les composés binaires de métal/non-métal*.
  • Écrire les composés ternaires (ions polyatomiques)* en utilisant les ions polyatomiques du tableau de référence.
  • Écrire, avec les charges, ces ions polyatomiques : nitrate, sulfate, carbonate, acétate et ammonium.  
  • Connaître les noms et les formules de ces acides de laboratoire courants : HCl, HNO₃, H₂SO₄, HC₂H3O₂, (CH₃COOH).

*Le système de Stock est la convention IUPAC correcte pour la nomenclature inorganique. 

• Chm.1.2.5 — Comparer les propriétés des composés ioniques, covalents, métalliques et de réseau. 
  • Expliquer comment la liaison ionique dans les composés détermine leurs caractéristiques : haute PM, haute PE, cassants et conductivité électrique élevée soit à l'état fondu soit en solution aqueuse.
  • Expliquer comment la liaison covalente dans les composés détermine leurs caractéristiques :  basse PM, basse PE, faible conductivité électrique, nature polaire, etc.
  • Expliquer comment la liaison métallique détermine les caractéristiques des métaux : haute PM, haute PE, haute conductivité, malléabilité, ductilité et éclat.
  • Appliquer la Théorie de la Répulsion des Paires d'Électrons de la Couche de Valence (VSEPR) pour obtenir ces géométries de paires d'électrons, géométries moléculaires et angles de liaison - Paire d'électrons - Moléculaire (angle de liaison) ; Structure linéaire – linéaire ; Structure planaire trigonale – planaire trigonale, coudée ; Structure tétraédrique – tétraédrique, pyramide trigonale, coudée ; Angles de liaison (inclure l'effet déformant des électrons de paires isolées – pas d'angles spécifiques, seulement conceptuels)
  • Décrire la polarité des liaisons.  Molécules polaires/non polaires (en relation avec la symétrie) ; relier la polarité à la solubilité—«similaire dissout similaire»
  • Décrire les macromolécules et les solides réticulaires : eau (glace), graphite/diamant, polymères (PVC, nylon), protéines (cheveux, ADN) en tant que classe de molécules ayant des propriétés uniques.  

Chm.1.3 — Comprendre les propriétés physiques et chimiques des atomes en fonction de leur position dans le tableau périodique.

• Chm.1.3.1 — Classer les composants d'un tableau périodique (période, groupe, métal, métalloïde, non-métal, transition).
  • Identifier les groupes comme des colonnes verticales sur le tableau périodique.
  • Savoir que les éléments du groupe principal dans le même groupe ont des propriétés similaires, le même nombre d'électrons de valence et le même nombre d'oxydation.
  • Résumer que la réactivité augmente à mesure que l'on descend dans un groupe pour les métaux et diminue pour les non-métaux.
  • Périodes :
    • Identifier les périodes comme des rangées horizontales sur le tableau périodique.
  • Métaux/Non-métaux/Métalloïdes :
    • Identifier les régions du tableau périodique où se trouvent les métaux, les non-métaux et les métalloïdes.
    • Classer les éléments en tant que métaux/non-métaux/métalloïdes en fonction de leur emplacement.
  • Éléments représentatifs (groupe principal) et éléments de transition :
    • Identifier les éléments représentatifs (groupe principal) comme les groupes A ou les groupes 1, 2, 13-18.
    • Identifier les métaux alcalins, les métaux alcalino-terreux, les halogènes et les gaz nobles en fonction de leur emplacement sur le tableau périodique.
    • Identifier les éléments de transition comme les groupes B ou les groupes 3-12.
• Chm.1.3.2 — Inférer les propriétés physiques (rayon atomique, caractéristiques métalliques et non-métalliques) d'un élément en fonction de sa position dans le tableau périodique.
  • Définir le rayon atomique et le rayon ionique.
  • Connaître les tendances générales des groupes et des périodes pour le rayon atomique.
  • Appliquer les tendances pour classer les éléments par ordre de rayon atomique croissant ou décroissant. Expliquer le raisonnement derrière les tendances.
  • Comparer le rayon du cation et de l'anion à l'atome neutre.
  • Écrire les configurations électroniques, y compris les abréviations des gaz nobles (sans exception aux règles générales). Les arrangements étendus montrant les électrons dans les orbitales sont inclus ici.
  • Identifier les blocs s, p, d et f sur le tableau périodique.
  • Identifier un élément en fonction de sa configuration électronique (les étudiants devraient être en mesure d'identifier les éléments qui suivent les règles générales, pas nécessairement ceux qui sont des exceptions).
  • Déterminer le nombre d'électrons de valence à partir des configurations électroniques.
  • Comparer le caractère métallique des éléments.
  • Utiliser la configuration électronique et la formation d'ions pour justifier le caractère métallique (les métaux ont tendance à perdre des électrons pour atteindre la stabilité d'une couche externe pleine).
  • Relier le caractère métallique à l'énergie d'ionisation et à l'électronégativité.
• Chm.1.3.3 — Inférer la taille atomique, la réactivité, l'électronégativité et l'énergie d'ionisation d'un élément à partir de sa position dans le tableau périodique.
  • Prédire le nombre d'électrons perdus ou gagnés et le nombre d'oxydation en fonction de la configuration électronique d'un atome.
  • Expliquer comment la taille générale d'un atome contribue à sa réactivité : partage, gain ou perte d'électrons.
  • Comparer la réactivité des éléments au sein des groupes et des périodes du tableau périodique.
  • Définir l'énergie d'ionisation et connaître les tendances générales des groupes et des périodes pour l'énergie d'ionisation.
  • Appliquer les tendances pour classer les éléments par ordre d'énergie d'ionisation croissante ou décroissante.
  • Définir l'électronégativité et connaître les tendances générales des groupes et des périodes pour l'électronégativité. Expliquer le raisonnement derrière la tendance.
  • Appliquer les tendances pour classer les éléments par ordre d'électronégativité croissante ou décroissante.

Chm.2.1 — Comprendre la relation entre la pression, la température, le volume et la phase.

• Chm.2.1.1 — Expliquer la nature énergétique des changements de phase.
  • Expliquer l'équilibre physique : eau liquide-vapeur d'eau. La pression de vapeur dépend de la température et de la concentration des particules en solution. (conceptuel uniquement - pas de calculs)
  • Expliquer comment l'énergie (cinétique et potentielle) des particules d'une substance change lorsqu'elle est chauffée, refroidie ou change de phase.
  • Identifier la pression ainsi que la température en tant que facteur déterminant de la phase de la matière.
  • Comparer la chaleur et la température, y compris la température en tant que mesure de l'énergie cinétique moyenne, et utiliser correctement les unités Joule, Celsius et Kelvin.
• Chm.2.1.2 — Expliquer les courbes de chauffage et de refroidissement (chaleur de fusion, chaleur de vaporisation, chaleur, point de fusion et point d'ébullition).
  • Définir et utiliser les termes et/ou symboles suivants : capacité thermique spécifique, chaleur de fusion, chaleur de vaporisation.
  • Interpréter les éléments suivants :
    • les courbes de chauffage et de refroidissement (en notant à la fois l'importance des paliers et les états physiques de chaque segment)
    • les diagrammes de phase pour H₂O et CO₂,
  • Effectuer des calculs de : q=mC_p∆T, q = mH_f, et q = mH_v en utilisant les données de la courbe de chauffage/refroidissement.
  • Expliquer les calculs de changement de phase en termes de chaleur absorbée ou libérée (processus endothermique vs exothermique).
• Chm.2.1.3 - Interpréter les données présentées dans les diagrammes de phase.
  • Tracer les diagrammes de phase de l'eau et du dioxyde de carbone (montre comment se produit la sublimation). Identifier les régions, les phases et les changements de phase à l'aide d'un diagramme de phase.
  • Utiliser les diagrammes de phase pour déterminer des informations telles que
    • (1) la phase à une température et une pression données,
    • (2) le point d'ébullition ou le point de fusion à une pression donnée,
    • (3) le point triple d'un matériau.
• Chm.2.1.4 - Déduire des calculs calorimétriques simples à partir des concepts de la chaleur perdue égale à la chaleur gagnée et de la capacité thermique.
  • Reconnaître que, pour un système fermé, l'énergie n'est ni perdue ni gagnée, elle est seulement transférée entre les composants du système.
  • Effectuer des calculs de : q=mC_p∆T, q = mH_f, q = mH_v, et q_perdue=(-q_gagnée) dans l'eau, y compris les changements de phase, en utilisant des données de laboratoire.
• Chm.2.1.5 - Expliquer les relations entre la pression, la température, le volume et la quantité de gaz, à la fois qualitativement et quantitativement.
  • Identifier les caractéristiques des gaz parfait.
  • Appliquer les caractéristiques générales de la solubilité des gaz.
  • Appliquer les formules et les concepts suivants de la théorie cinétique des gaz.
    • 1. 1 mole de n'importe quel gaz à CPT = 22,4 L
    • 2. Équation des gaz parfaits (PV=nRT), loi des gaz combinée (P₁V₁/T₁ = P₂V₂/T₂) et applications en maintenant une variable constante :
      PV = k, P₁V₁ = P₂V₂;
      V/T = k, V₁/T₁ = V₂/T₂;
      P/T = k, P₁/T₁ = P₂/T₂.
      Remarque : Les étudiants devraient être capables de dériver et d'utiliser ces lois des gaz, mais ne sont pas nécessairement tenus de mémoriser leurs noms.
    • 3. Loi d'Avogadro (n/V = k), n₁/V₁ = n₁/V₂
    • 4. Loi de Dalton (P_t = P₁ + P₂ + P₃ ...)
    • 5. Pression de vapeur de l'eau en fonction de la température (conceptuellement).

 

Chm.2.2 — Analyser les réactions chimiques en termes de quantités, de formation de produits et d'énergie. 

• Chm.2.2.1 — Expliquer le contenu énergétique d'une réaction chimique. 
  • Expliquer la théorie des collisions - les molécules doivent entrer en collision pour réagir, et elles doivent entrer en collision avec l'orientation correcte ou appropriée et avec une énergie suffisante pour égaler ou dépasser l'énergie d'activation.  
  • Interpréter les diagrammes d'énergie potentielle pour les réactions endothermiques et exothermiques comprenant les réactifs, les produits et le complexe activé, avec ou sans la présence d'un catalyseur. 
• Chm.2.2.2 - Analyser les preuves d'un changement chimique. Les étudiants devraient être capables de déterminer si une réaction chimique s'est produite en se basant sur les critères suivants :
  • Formation d'un précipité (liée aux règles de solubilité)
  • Essais de produits - Connaître les tests pour certains produits courants tels que l'oxygène, l'eau, l'hydrogène et le dioxyde de carbone : mèche brûlante pour l'oxygène, l'hydrogène ou le dioxyde de carbone, et eau de chaux pour le dioxyde de carbone. Inclure la connaissance et l'application des précautions de sécurité appropriées.  
  • Changement de couleur - Faire la distinction entre le changement de couleur résultant d'une réaction chimique et un changement d'intensité de couleur résultant d'une dilution.
  • Changement de température - Lier à la réaction endothermique/exothermique. Exprimer ∆H comme (+) pour endothermique et (–) pour exothermique. 
• Chm.2.2.3 — Analyser la loi de conservation de la matière et comment elle s'applique à différents types d'équations chimiques (synthèse, décomposition, remplacement simple, remplacement double et combustion). 
  • Écrire et équilibrer des équations chimiques en prédisant le(s) produit(s) dans une réaction à l'aide des tableaux de référence.
  • Identifier la neutralisation acide-base comme un remplacement double.
  • Écrire et équilibrer des équations ioniques.
  • Écrire et équilibrer des équations ioniques nettes pour les réactions de remplacement double.
  • Reconnaître que les hydrocarbures (molécules C,H) et d'autres molécules contenant C, H, et O brûlent complètement dans l'oxygène pour produire du CO₂ et de la vapeur d'eau.
  • Utiliser les règles des tableaux de référence pour prédire les produits pour tous les types de réactions afin de montrer la conservation de la masse.
  • Utiliser la série d'activité pour prédire si une réaction de remplacement simple aura lieu.
  • Utiliser les règles de solubilité pour déterminer le précipité dans une réaction de remplacement double si une réaction se produit.  
• Chm.2.2.4 — Analyser les relations stœchiométriques inhérentes à une réaction chimique. 
  • Interpréter les coefficients d'une équation équilibrée en tant que rapports de moles.
  • Utiliser les rapports de moles de l'équation équilibrée pour calculer la quantité d'une substance dans une réaction donnée la quantité d'une autre substance dans la réaction. (donné en moles, particules, masse ou volume et se terminant en moles, particules, masse ou volume de la substance désirée)
• Chm.2.2.5 - Analyser quantitativement la composition d'une substance (formule empirique, formule moléculaire, composition en pourcentage et hydrates). 
  • Calculer la formule empirique à partir de la masse ou du pourcentage en utilisant des données expérimentales.
  • Calculer la formule moléculaire à partir de la formule empirique en utilisant la masse moléculaire.
  • Déterminer la composition en pourcentage en masse d'un composé donné.
  • Effectuer des calculs basés sur la composition en pourcentage.
  • Déterminer la composition d'hydrates en utilisant des données expérimentales.

 

Chm.3.1 — Comprendre les facteurs influençant la vitesse de réaction et l'équilibre chimique.

• Chm.3.1.1 - Expliquer les facteurs qui influent sur la vitesse d'une réaction (température, concentration, taille des particules et présence d'un catalyseur).
  • Comprendre qualitativement que la vitesse de réaction est proportionnelle au nombre de collisions effectives.
  • Expliquer que la nature des réactifs peut faire référence à leur complexité et au nombre de liaisons qui doivent être rompues et reformées au cours de la réaction.
  • Expliquer comment la température (énergie cinétique), la concentration et/ou la pression affectent le nombre de collisions.
  • Expliquer comment une surface augmentée augmente le nombre de collisions.
  • Expliquer comment un catalyseur abaisse l'énergie d'activation, de sorte qu'à une température donnée, plus de molécules auront une énergie égale ou supérieure à l'énergie d'activation.
• Chm.3.1.2 — Expliquer les conditions d'un système à l'équilibre.
  • Définir l'équilibre chimique pour les réactions réversibles.
  • Faire la distinction entre des vitesses égales et des concentrations égales.
  • Expliquer les expressions d'équilibre pour une réaction donnée.
  • Évaluer les constantes d'équilibre comme mesure de l'étendue selon laquelle la réaction se déroule jusqu'à son terme.
• Chm.3.1.3 - Inférer le déplacement de l'équilibre lorsqu'une contrainte est appliquée à un système chimique (Principe de Le Chatelier).
  • Déterminer les effets des contraintes sur les systèmes à l'équilibre (ajout/suppression d'un réactif ou d'un produit ; ajout/suppression de chaleur ; augmentation/diminution de la pression).
  • Relier le déplacement qui se produit en termes d'ordre/désordre du système.

Chm.3.2 — Comprendre les solutions et le processus de dissolution.

• Chm.3.2.1 — Classer les substances en utilisant les concentrations en ions hydronium et hydroxyde.
  • Distinguer entre les acides et les bases en fonction de leur formule et de leurs propriétés chimiques.
  • Différencier entre concentration (molarité) et force (degré de dissociation). Aucun calcul impliqué.
  • Utiliser l'échelle de pH pour identifier les acides et les bases.
  • Interpréter l'échelle de pH en termes de la nature exponentielle des valeurs de pH par rapport aux concentrations.
  • Relier la couleur de l'indicateur à pH en utilisant les plages de pH fournies dans un tableau.
  • Calculer le ph, le pOH, [H+], et [OH-].
• Chm.3.2.2 - Résumer les propriétés des acides et des bases.
  • Distinguer les propriétés des acides et des bases liées au goût, au toucher, à la réaction avec les métaux, à la conductivité électrique et à l'identification à l'aide d'indicateurs tels que le papier tournesol et la phénolphtaléine.
• Chm.3.2.3 - Inférer la nature quantitative d'une solution (molarité, dilution et titrage avec un rapport molaire 1:1).
  • Calculer la concentration (molarité) des solutions en moles par litre.
  • Calculer la molarité en fonction de la masse du soluté et du volume de la solution.
  • Calculer la masse de soluté nécessaire pour créer une solution d'une molarité donnée et d'un volume donné.
  • Résoudre les problèmes de dilution : M1V1 = M2V2.
  • Effectuer des calculs de titrage 1:1 : MAVA = MBVB.
  • Déterminer la concentration d'un acide ou d'une base à l'aide d'un titrage. Interpréter la courbe de titrage pour un acide fort/base forte.
• Chm.3.2.4 - Résumer les propriétés des solutions.
  • Identifier les types de solutions (solides, liquides, gazeuses, aqueuses).
  • Définir les solutions comme des mélanges homogènes dans une seule phase.
  • Faire la distinction entre les solutions électrolytiques et non électrolytiques.
  • Résumer les propriétés colligatives (réduction de la pression de vapeur, élévation du point d'ébullition, abaissement du point de congélation et pression osmotique). Note : Compréhension conceptuelle uniquement, aucun calcul.
• Chm.3.2.5 - Interpréter les diagrammes de solubilité.
  • Utiliser le graphique de solubilité en fonction de la température pour identifier une substance en fonction de sa solubilité à une température donnée.
  • Utiliser le graphique pour relier le degré de saturation des solutions à la température.
• Chm.3.2.6 — Expliquer le processus de dissolution.
  • Développer un modèle conceptuel du processus de dissolution avec une relation de cause à effet impliquant les forces d'attraction entre les particules soluté et solvant. Un matériau est insoluble en raison d'un manque d'attraction entre les particules.
  • Décrire l'énergétique du processus de dissolution et le processus global comme exothermique ou endothermique.
  • Expliquer la solubilité en termes de la nature de l'attraction soluté-solvant, de la température et de la pression (pour les gaz).

La Caroline du Nord accorde-t-elle des crédits pour la réussite de l'examen AP de chimie ?

La Caroline du Nord encourage fortement les élèves du secondaire à participer à des cours universitaires préparatoires rigoureux. L'État a créé une organisation partenariale appelée le partenariat de l'Advanced Placement de Caroline du Nord (NCAPP) pour augmenter le nombre d'élèves qui obtiennent un score de 3 ou plus élevé.