Les exigences de Pennsylvanie pour réussir la chimie au lycée. | Chimie générale 1

La chimie est-elle obligatoire au lycée en Pennsylvanie ?

Les élèves du secondaire en Pennsylvanie ont plusieurs options et parcours de graduation pour acquérir les compétences individualisées dont ils ont besoin pour poursuivre leur carrière choisie. Au lieu des crédits, la Pennsylvanie opte pour un système basé sur la performance. Les parcours qui démontrent la préparation d'un élève à la graduation comprennent, sans s'y limiter :

• Les élèves obtenant un score minimum de 1500 ou plus dans chacun des trois examens Keystone (algèbre I, biologie et littérature) démontrent leur maîtrise des examens Keystone et satisfont aux exigences établies au niveau de l'État pour l'obtention du diplôme d'études secondaires.
• Les élèves qui n'ont pas de score dans les trois domaines d'examen Keystone ne sont pas admissibles ni au parcours de maîtrise des examens Keystone ni aux parcours composites. Ils doivent plutôt satisfaire aux exigences de graduation de l'État en réalisant l'un des parcours suivants :
  • Parcours du concentré en formations professionnelles ;
  • Parcours de l'évaluation alternative ; OU
  • Parcours fondé sur des preuves

L'élève typique du secondaire en Pennsylvanie étudiera les sujets de chimie suivants en préparation de son parcours de graduation spécifique :

 

Chimie : Unité 1 du trimestre 1

Sujet : Matière et Énergie

• CHEM.A.1.1.1: Classer les changements physiques ou chimiques au sein d'un système en termes de matière et/ou d'énergie.
• CHEM.A.1.1.2: Classer les observations comme qualitatives ou quantitatives.
• CHEM.A.1.1.3: Utiliser des chiffres significatifs pour communiquer l'incertitude dans une observation quantitative.
• CHEM.A.1.1.4: Relier les propriétés physiques de la matière à sa structure atomique ou moléculaire.
• CHEM.A.1.2.1: Comparer les propriétés des solutions contenant des solutés ioniques ou moléculaires (par exemple, dissolution, dissociation).
• CHEM.A.1.2.2: Différencier entre les mélanges homogènes et hétérogènes (par exemple, comment de tels mélanges peuvent être séparés).
• CHEM.A.1.2.3: Décrire comment les facteurs (par exemple, la température, la concentration, la surface) peuvent affecter la solubilité.
• CHEM.A.1.2.4: Décrire les différentes façons d'exprimer et de calculer la concentration.
• CHEM.A.1.2.5: Décrire comment la liaison chimique peut affecter la dissolution d'une substance dans un liquide donné.

Termes clés et définitions que les étudiants apprendront

1. Allotrope - molécules d'un élément formées à partir de différents nombres du même type d'atome

2. Atome - plus petite unité d'un élément qui conserve les propriétés de cet élément

3. Point d'ébullition - la température et la pression à laquelle un liquide et un gaz sont en équilibre

4. Chimique - toute substance ayant une composition définie

5. Changement chimique - lorsque une ou plusieurs substances se transforment en substances entièrement nouvelles avec de nouvelles propriétés

6. Propriété chimique - une propriété de la matière qui décrit la capacité d'une substance à participer à des réactions chimiques

7. Réactions chimiques - processus au cours duquel une ou plusieurs substances se transforment pour produire une ou plusieurs substances différentes

8. Composé - substance composée d'atomes de 2 ou plusieurs éléments différents liés par des liaisons chimiques

9. Conservation de la matière - principe fondamental selon lequel la matière ne peut être créée ni détruite lors de changements chimiques et physiques ordinaires

10. Endothermique - processus dans lequel la chaleur est fournie à un système depuis l'environnement

11. Exothermique - processus dans lequel la chaleur est libérée d'un système dans l'environnement

12. Élément - substances pures ne contenant qu'un seul type d'atome

13. Point de fusion - la température et la pression auxquelles un solide devient un liquide

14. Hétérogène - non uniforme ; composants différents ; souvent variables en taille ou naturellement séparés dans le temps

15. Homogène - structure ou composition uniforme

16. Masse - quantité de matière dans un objet (unité SI = kg)

17. Matière - tout ce qui a une masse et un volume

18. Point de fusion - la température et la pression auxquelles un solide devient un liquide

19. Mélange - combinaison de 2 ou plusieurs substances qui ne sont pas liées chimiquement

20. Molécule - plus petite unité d'une substance qui conserve toutes les propriétés physiques et chimiques de cette substance ; elle peut être constituée de 2 ou plusieurs atomes liés

21. Propriété physique - une caractéristique définissante d'une substance pure (densité, couleur, dureté, point de fusion)

22. Produits - substances du côté droit de la flèche ; formées lors d'une réaction

23. Réactifs - substances du côté gauche de la flèche ; utilisées lors d'une réaction

24. Volume - espace occupé par un objet

25. Poids - force de la gravité exercée sur la masse ; exprimée en newtons

26. Précision - décrit la proximité d'une mesure par rapport à la valeur réelle

27. Exactitude - précision ou reproductibilité d'une mesure

28. Chiffres significatifs - limitation de la précision d'une mesure rapportée en fonction de l'équipement utilisé ou des opérations mathématiques effectuées

 

Chimie : Trimestre 1 Unité 2

Sujet : Structure atomique  

• CHEM.A.2.1.1 : Décrire l'évolution de la théorie atomique conduisant au modèle actuel de l'atome basé sur les travaux de Dalton, Thomson, Rutherford et Bohr.
• CHEM.A.2.1.2 : Différencier le nombre de masse d'un isotope de la masse atomique moyenne d'un élément.
• CHEM.A.2.2.1 : Prédire la configuration électronique à l'état fondamental et/ou le diagramme orbital pour un atome ou un ion donné.
• CHEM.A.2.2.3 : Expliquer la relation entre la configuration électronique et la structure atomique d'un atome ou d'un ion donné (par exemple, niveaux d'énergie et/ou orbitales avec des électrons, répartition des électrons dans les orbitales, formes des orbitales).
• CHEM.A.2.2.4 : Relier l'existence des niveaux d'énergie quantifiés aux spectres d'émission atomique.
• CHEM.B.1.1.1 : Appliquer le concept de mole aux particules représentatives (par exemple, comptage, détermination de la masse des atomes, ions, molécules et/ou unités de formule).
• CHEM.B.1.2.2 : Appliquer la loi des proportions définies à la classification des éléments et des composés en tant que substances pures.

Mots clés et définitions que les étudiant(e)s apprendront 1. atome - plus petite unité d'un élément qui conserve les propriétés de cet élément 2. théorie atomique - toute la matière est composée d'unités discrètes appelées atomes 3. masse atomique - la masse d'un atome exprimée en unités de masse atomique 4. numéro atomique - le nombre de protons dans le noyau d'un atome; le numéro atomique est le même pour tous les atomes d'un élément; ce nombre définit l'élément 5. configuration électronique - l'arrangement des électrons dans un atome 6. électron - une particule subatomique qui a une charge négative 7. état excité - un état dans lequel un atome a plus d'énergie que dans son état fondamental 8. état fondamental - l'état d'énergie le plus bas d'un système quantifié 9. isotope - un atome qui a le même nombre de protons (numéro atomique) que les autres atomes du même élément, mais qui a un nombre différent de neutrons 10. nombre de masse - la somme des nombres de protons et de neutrons dans le noyau d'un atome 11. neutron - une particule subatomique qui n'a pas de charge et qui se trouve dans le noyau d'un atome 12. noyau - en sciences physiques, la région centrale d'un atome, qui est composée de protons et de neutrons 13. orbitale - une région dans un atome où il y a une forte probabilité de trouver des électrons 14. proton - une particule subatomique qui a une charge positive et qui se trouve dans le noyau d'un atome; le nombre de protons du noyau est le numéro atomique, qui détermine l'identité d'un élément 15. loi des proportions définies - un composé chimique contient toujours les mêmes éléments dans les mêmes proportions en poids ou en masse 16. loi de la conservation de la masse - la masse ne peut être ni créée ni détruite, seulement transformée 17. loi des proportions multiples - lorsque deux éléments se combinent pour former des composés ou plus, la masse d'un élément qui se combine avec une masse donnée de l'autre est dans un rapport de petits nombres entiers 18. loi de Coulomb - plus les charges sont proches, plus la force entre elles est grande 19. nombre quantique - l'une des quatre valeurs qui définissent les propriétés d'un électron 20. principe d'exclusion de Pauli - Deux particules d'une certaine classe ne peuvent pas être dans le même état d'énergie exact 21. principe d'Aufbau - La structure de chaque élément successif est obtenue en ajoutant un proton au noyau de l'atome et un électron à l'orbitale de plus basse énergie disponible 22. règle de Hund - Pour un atome à l'état fondamental, le nombre d'électrons non appariés est le maximum possible et ces électrons non appariés ont le même spin 23. mole - l'unité de base du SI utilisée pour mesurer la quantité d'une substance dont le nombre de particules est le même que le nombre d'atomes dans 12 g de carbone-12 24. masse molaire - la masse en grammes d'une mole d'une substance 25. nombre d'Avogadro - 6,022 x 10^23, le nombre de particules dans une mole

Chimie : Unité 3 du trimestre 1

Sujet : Tableau périodique et tendances périodiques

• CHEM.A.2.2.2 : Prédire les caractéristiques d'un atome ou d'un ion en fonction de sa position dans le tableau périodique (par exemple, nombre d'électrons de valence, types potentiels de liaisons, réactivité).
• CHEM.A.2.2.3 : Expliquer la relation entre la configuration électronique et la structure atomique d'un atome ou d'un ion donné (par exemple, niveaux d'énergie et/ou orbitales avec des électrons, répartition des électrons dans les orbitales, formes des orbitales).
• CHEM.A.2.3.1 : Expliquer comment la périodicité des propriétés chimiques a conduit à l'organisation des éléments dans le tableau périodique.
• CHEM.A.2.3.2 : Comparer et/ou prédire les propriétés (par exemple, affinité électronique, énergie d'ionisation, réactivité chimique, électronégativité, rayon atomique) d'éléments sélectionnés en utilisant leur position dans le tableau périodique et les tendances connues.

Termes clés et définitions que les étudiants apprendront

1. loi périodique - les propriétés chimiques et physiques des éléments se répètent périodiquement avec les numéros atomiques des éléments.

2. périodicité - synonyme de loi périodique.

3. loi des octaves - loi périodique se référant aux 8 électrons de valence du groupe principal et à leurs propriétés chimiques répétitives.

4. électron de valence - un électron dans la couche énergétique la plus externe (couche s et p ; uniquement la couche la plus énergétique).

5. groupe - une colonne verticale d'éléments dans le tableau périodique ; les éléments d'un groupe partagent des propriétés chimiques et ont le même nombre d'électrons de valence.

6. propriété chimique - une propriété de la matière qui décrit la capacité d'une substance à participer à des réactions chimiques.

7. période - en chimie, une rangée horizontale d'éléments dans le tableau périodique.

8. rayon atomique - distance du centre du noyau jusqu'au bord du nuage électronique.

9. rayon de liaison - Une façon de mesurer le rayon atomique. La moitié de la distance entre les noyaux d'atomes identiques qui sont liés ensemble.

10. rayon ionique - rayon atomique d'un ion (cation ou anion).

11. métal alcalin - l'un des éléments du groupe 1 du tableau périodique (lithium, sodium, potassium, rubidium, césium et francium).

12. métal alcalino-terreux - l'un des éléments du groupe 2 du tableau périodique (béryllium, magnésium, calcium, strontium, baryum et radium).

13. halogène - l'un des éléments du groupe 17 (fluor, chlore, brome, iode et astate) ; les halogènes se combinent avec la plupart des métaux pour former des sels.

14. gaz noble - un élément du groupe 18 (hélium, néon, argon, krypton, xénon et radon). Aussi connu sous le nom de gaz inertes.

15. métal de transition - l'un des métaux situés dans les groupes 3 à 12 et dans la partie inférieure du bloc p.

16. groupe principal - les éléments des groupes 1-2 et 13-18. Représentant la majorité des propriétés chimiques.

17. série des lanthanides - membre de la série des terres rares d'éléments, dont les numéros atomiques vont de 58 (cérium) à 71 (lutécium).

18. série des actinides - l'un des éléments de la série des actinides, qui ont des numéros atomiques de 89 (actinium, Ac) à 103 (lawrencium, Lr).

19. énergie d'ionisation - la quantité d'énergie nécessaire pour enlever un électron unique d'un élément à l'état gazeux.

20. électronégativité - mesure de la capacité d'un atome dans un composé chimique à attirer les électrons à l'intérieur du composé.

21. métalloïdes - éléments de transition définissant la frontière entre les métaux et les non-métaux. Parfois appelés semi-conducteurs.

22. affinité électronique - capacité d'un atome à attirer des électrons vers lui-même à partir d'un composé différent.

23. écran électronique - électrons internes bloquant la différence de charge entre le noyau et les électrons externes.

24. alliage - un mélange de plusieurs métaux ; une solution de métaux.

25. inertie - possédant une réactivité chimique limitée ou nulle.

26. malléabilité - propriété d'un métal à être martelé en feuilles.

27. ductilité - propriété d'un métal à être étiré en un fil.

28. réaction nucléaire - réaction dans laquelle le numéro atomique et/ou la masse change.

29. éléments super-lourds - éléments dont les numéros atomiques sont supérieurs à 92. Tous sont instables et subissent une désintégration radioactive.

Chimie : Trimestre 2 Unité 4

Sujet :  Liaison ionique  

• CHEM.A.1.2.5 Décrivez comment la liaison chimique peut affecter la solubilité d'une substance dans un liquide donné
• CHEM.B.1.3.3 Utilisez des illustrations pour prédire la polarité d'une molécule.
• CHEM.A.1.1.4  Reliez les propriétés physiques de la matière à sa structure atomique ou moléculaire.  
• CHEM.A.1.1.5 Appliquez un ensemble systématique de règles (IUPAC) pour nommer les composés et écrire les formules chimiques (par exemple, covalent binaire, ionique binaire, composés ioniques contenant des ions polyatomiques)
• CHEM.A.2.2.2 Prédisez les caractéristiques d'un atome ou d'un ion en fonction de son emplacement dans le tableau périodique (par exemple, nombre d'électrons de valence, types potentiels de liaisons, réactivité).
• CHEM.A.2.3.2  Comparez et/ou prédisez les propriétés (par exemple, affinité électronique, énergie de ionisation, réactivité chimique, électro-negativité, rayon atomique) des éléments sélectionnés en utilisant leurs emplacements dans le tableau périodique et les tendances connues.
• CHEM.B.1.2.1  Déterminez les formules empiriques et moléculaires des composés.
• CHEM.B.1.2.2 Appliquez la loi des proportions définies à la classification des éléments et des composés en tant que substances pures.
• CHEM.B.1.4.1 Reconnaissez et décrivez les différents types de modèles pouvant être utilisés pour illustrer les liaisons qui maintiennent les atomes ensemble dans un composé (par exemple, modèles informatiques, modèles boule-bâton, modèles graphiques, modèles sphère solide, formules structurales, formules squelettiques, structures de Lewis).

Termes clés et définitions que les étudiants apprendront

1. anion: un ion qui a une charge négative

2. cation: un ion qui a une charge positive

3. réseau cristallin: le motif régulier dans lequel les atomes ou les molécules sont disposés à l'état solide.

4. maille élémentaire: la plus petite unité répétitive d'un réseau cristallin.

5. énergie de réseau: l'énergie associée à la construction d'un réseau cristallin par rapport à l'énergie de tous les atomes constitutifs séparés par des distances infinies.

6. ion: un atome, un radical ou une molécule qui a gagné ou perdu un ou plusieurs électrons et qui a une charge négative ou positive

7. loi des proportions définies: la loi qui stipule qu'un composé chimique contient toujours les mêmes éléments dans exactement les mêmes proportions en poids ou en masse

8. règle de l'octet: un concept de la théorie de la liaison chimique qui est basé sur l'hypothèse que les atomes tendent à avoir soit des couches de valence vides, soit des couches de valence pleines de huit électrons

9. configuration des gaz nobles: fait référence à l'octet complet des gaz nobles et à une conformation électronique stable.

10. ion polyatomique: un ion composé de deux ou plusieurs atomes; généralement de nature covalente et ne se dissociant pas lorsqu'il est dissous

11. sel: un composé ionique qui se forme lorsque un atome métallique ou un radical positif remplace l'hydrogène d'un acide

12. électron de valence: les électrons dans la couche énergétique la plus externe d'un atome

13. énergie de liaison: une mesure de la quantité d'énergie nécessaire pour rompre une mole de liaisons covalentes gazeuses. Les unités SI utilisées pour décrire l'énergie de liaison sont les kilojoules par mole de liaisons (kJ/mol).

 

Chimie : Deuxième trimestre, Unité 5

Sujet :  Les liaisons covalentes et la nomenclature

• CHEM.A.1.2.5 Décrire comment la liaison chimique peut affecter la capacité d'une substance à se dissoudre dans un liquide donné.
• CHEM.B.1.4.2 Utiliser les structures de Lewis pour prédire la structure et la liaison dans les composés simples.
• CHEM.B.1.4.2 Utiliser les structures de Lewis pour prédire la structure et la liaison dans les composés simples.
• BIO.A.2.2.1 Expliquer pourquoi le carbone est particulièrement adapté à la formation de macromolécules biologiques.

Termes clés et définitions que les étudiants apprendront

1. liaison covalente : une liaison formée lorsque les atomes partagent une ou plusieurs paires d'électrons

2. dipôle : une molécule ou une partie d'une molécule qui contient à la fois des régions partiellement chargées positivement et négativement

3. liaison covalente double : une liaison covalente dans laquelle deux atomes partagent deux paires d'électrons

4. moment dipolaire :  (µ) la mesure de la polarité moléculaire nette, qui est la magnitude de la charge Q à chaque extrémité du dipôle moléculaire multipliée par la distance r entre les charges.  µ=Q×r;  Les moments dipolaires nous renseignent sur la séparation des charges dans une molécule. Plus la différence d'électronégativités entre les atomes liés est grande, plus le moment dipolaire est élevé. Par exemple, NaCl possède le moment dipolaire le plus élevé car il a une liaison ionique (c'est-à-dire une séparation de charge élevée).

5. électronégativité : une mesure de la capacité d'un atome dans un composé chimique à attirer les électrons

6. liaison covalente non polaire : une liaison covalente dans laquelle les électrons de liaison sont également attirés par les deux atomes liés

7. liaison covalente polaire : une liaison covalente dans laquelle une paire d'électrons est partagée de manière inégale par deux atomes, ce qui aboutit à une molécule partiellement chargée.

8. liaison covalente non polaire : une liaison covalente dans laquelle une paire d'électrons est partagée de manière égale entre deux atomes, ce qui n'entraîne pas de charge nette.

9. périodicité : synonyme de tendances périodiques ; des tendances récurrentes observées dans les propriétés des éléments ; La périodicité de ces propriétés suit des tendances lorsque vous vous déplacez horizontalement d'une rangée ou période à l'autre de la table périodique ou verticalement d'une colonne ou groupe à l'autre : Déplacement de gauche → Droite L'énergie d'ionisation augmente L'électronégativité augmente Le rayon atomique diminue Déplacement de haut → Bas L'énergie d'ionisation diminue L'électronégativité diminue Le rayon atomique augmente 10. liaison simple : une liaison covalente dans laquelle deux atomes partagent une paire d'électrons

11. liaison double : une liaison covalente dans laquelle deux atomes partagent deux paires d'électrons

12. liaison triple : une liaison covalente dans laquelle deux atomes partagent trois paires d'électrons  

13. paire non liante : une paire d'électrons non liante dans la couche de valence d'un atome; également appelée paire solitaire

14. théorie VSEPR : une théorie qui prédit certaines formes moléculaires en se basant sur l'idée que les paires d'électrons de valence entourant un atome se repoussent mutuellement

15. modélisation moléculaire :  un synonyme de la théorie VSEPR, une pratique scientifique consistant à construire des modèles pour comprendre les phénomènes

16. orbitale moléculaire : la région de probabilité élevée occupée par un électron individuel lorsqu'il se déplace avec un mouvement d'onde dans l'espace tridimensionnel autour de deux ou plusieurs noyaux associés

17. longueur de liaison : la distance entre deux atomes liés à leur énergie potentielle minimale ; la distance moyenne entre les noyaux de deux atomes liés.

18. énergie de liaison : l'énergie requise pour rompre les liaisons dans 1 mole d'un composé chimique

19. électron de valence : un électron qui se trouve dans la couche externe d'un atome et détermine les propriétés chimiques

20. structure de Lewis : une formule structurale dans laquelle les électrons sont représentés par des points ; des paires de points ou des traits entre deux symboles atomiques représentent des paires dans des liaisons covalentes.

21. structure de résonance : l'une des deux configurations d'électrons de la couche de valence possibles ou plus du même composé qui ont une géométrie identique mais des arrangements différents d'électrons.  

22. tétraédrique : une forme moléculaire contenant un atome central lié à quatre autres atomes. L'angle entre les atomes liés par rapport à l'atome central est d'environ 109° dans n'importe quelle direction.

Chimie : Trimestre 2 Unité 6

Sujet : Moles et composition chimique

• CHEM.B.1.1.1 Appliquer le concept de mole aux particules représentatives (par exemple, compter, déterminer la masse des atomes, ions, molécules, et/ou unités de formule).
• CHEM.B.1.2.1 Déterminer les formules empiriques et moléculaires des composés.
• CHEM.B.1.2.2 Appliquer la loi des proportions définies à la classification des éléments et des composés en tant que substances pures.
• CHEM.B.1.2.3 Relier la composition en pourcentage et la masse de chaque élément présent dans un composé.

Termes clés et définitions que les étudiants apprendront

1. Nombre d'Avogadro : 6.022 × 10^23, le nombre d'atomes ou de molécules dans 1 mol

2. Formule empirique : une formule chimique qui montre la composition d'un composé en termes de nombres relatifs et de types d'atomes dans le rapport le plus simple

3. Réactif en excès : la substance qui n'est pas complètement consommée dans une réaction

4. Réactif limitant : la substance qui contrôle la quantité de produit pouvant se former dans une réaction chimique

5. Masse molaire : la masse en grammes de 1 mol d'une substance

6. Mole : l'unité de base du SI utilisée pour mesurer la quantité d'une substance dont le nombre de particules est le même que le nombre d'atomes de carbone dans exactement 12 g de carbone-12

7. Formule moléculaire : une formule chimique qui montre le nombre et les types d'atomes dans une molécule, mais pas l'arrangement des atomes

8. Isotope : des atomes du même élément ayant un nombre différent de protons.

9. Masse atomique moyenne : la masse atomique moyenne en pourcentage des différents isotopes.

10. Composition centésimale : le pourcentage en masse de chaque élément dans un composé.

Chimie : Terme 2 Unité 7

Sujet : Transformation chimique - Réactions chimiques

• CHEM.A.1.1.1   Classifiez les changements physiques ou chimiques au sein d'un système en termes de matière et/ou d'énergie.
• CHEM.A.1.1.4   Reliez les propriétés physiques de la matière à sa structure atomique ou moléculaire.
• CHEM.A.1.1.5   Appliquez un ensemble systématique de règles (IUPAC) pour nommer les composés et écrire les formules chimiques (par exemple, composés covalents binaires, composés ioniques binaires, composés ioniques contenant des ions polyatomiques).
• CHEM.A.2.2.2   Prévoyez les caractéristiques d'un atome ou d'un ion en fonction de sa position dans le tableau périodique (par exemple, nombre d'électrons de valence, types potentiels de liaisons, réactivité).
• CHEM.B.1.3.1   Expliquez comment les atomes se combinent pour former des composés par liaison ionique et covalente.
• CHEM.B.1.3.2   Classez une liaison en tant que liaison covalente polarisée, liaison covalente non polarisée ou liaison ionique.
• CHEM.B.1.3.3   Utilisez des illustrations pour prédire la polarité d'une molécule.
• CHEM.B.1.4.1   Reconnaissez et décrivez les différents types de modèles pouvant être utilisés pour illustrer les liaisons qui maintiennent les atomes ensemble dans un composé (par exemple, modèles informatiques, modèles boules et bâtons, modèles graphiques, modèles à sphères solides, formules structurales, formules squelettiques, structures de Lewis en points).
• CHEM.B.1.4.2   Utilisez les structures de Lewis en points pour prédire la structure et la liaison dans des composés simples.
• CHEM.B.2.1.3   Classez les réactions en tant que synthèse, décomposition, remplacement simple, remplacement double ou combustion.
• CHEM.B.2.1.4   Prévoyez les produits des réactions chimiques simples (par exemple, synthèse, décomposition, remplacement simple, remplacement double, combustion).
• CHEM.B.2.1.5   Équilibrez les équations chimiques en appliquant la loi de conservation de la matière.

Termes clés et définitions que les étudiants apprendront

1. Équation chimique : une représentation d'une réaction chimique qui utilise des symboles pour montrer la relation entre les réactifs et les produits

2. Réaction chimique : le processus par lequel une ou plusieurs substances se transforment pour produire une ou plusieurs substances différentes

3. Coefficient : un petit nombre entier qui apparaît comme facteur devant une formule dans une équation chimique

4. Réaction de combustion : la réaction d'oxydation d'un composé organique, dans laquelle de la chaleur est libérée

5. Réaction de décomposition : une réaction dans laquelle un composé unique se décompose pour former deux ou plusieurs substances plus simples

6. Réaction de remplacement double : une réaction dans laquelle un gaz, un précipité solide ou un composé moléculaire se forme à partir de l'échange apparent d'atomes ou d'ions entre deux composés

7. Endothermique : décrit un processus dans lequel de la chaleur est absorbée de l'environnement

8. Exothermique : décrit un processus dans lequel un système libère de la chaleur dans l'environnement

9. Produit : une substance qui se forme dans une réaction chimique

10. Précipité : un solide insoluble formé lors d'une réaction chimique

11. Réactif : une substance ou une molécule qui participe à une réaction chimique

12. Réaction de remplacement simple : une réaction dans laquelle un seul élément réagit avec un composé et remplace un autre élément du composé

13. Réaction de synthèse : une réaction dans laquelle deux ou plusieurs substances se combinent pour former un nouveau composé

14. Flèche de transformation : indique le sens de la réaction, parfois appelée flèche de rendement, mais indiquant des transformations qui se produisent soit en avant soit en arrière

15. Équation ionique nette : équation chimique pour une réaction qui ne répertorie que les espèces participant à la réaction

16. Ions spectateurs : ne montrent que les espèces chimiques participant à une réaction chimique ; les ions spectateurs sont présents du côté des réactifs et du côté des produits sous la même forme exacte

17. Fission nucléaire : la division du noyau d'un gros atome en deux fragments ou plus ; libère des neutrons supplémentaires et de l'énergie

18. Fusion nucléaire : la combinaison des noyaux de petits atomes pour former un noyau plus grand ; libère de l'énergie

19. Demi-vie : le temps nécessaire pour que la moitié d'un échantillon d'une substance radioactive se désintègre par décroissance radioactive ou par des processus naturels

20. Isotope : un atome qui a le même nombre de protons (numéro atomique) que les autres atomes du même élément, mais qui a un nombre différent de neutrons (masse atomique)

21. Radioactivité : le processus par lequel un noyau instable émet une ou plusieurs particules ou de l'énergie sous forme de rayonnement électromagnétique

22. Rayonnement : l'émission d'énergie sous forme d'ondes électromagnétiques ou de particules subatomiques en mouvement, en particulier des particules de haute énergie qui provoquent l'ionisation

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Chimie : Unité 8 du trimestre 3

Sujet : Stœchiométrie

• CHEM.A.1.1.5 Appliquer un ensemble systématique de règles (IUPAC) pour nommer les composés et écrire les formules chimiques (par exemple, covalent binaire, ionique binaire, composés ioniques contenant des ions polyatomiques).
• CHEM.B.1.1.1 Appliquer le concept de la mole aux particules représentatives (par exemple, comptage, détermination de la masse des atomes, ions, molécules et/ou unités de formule).
• CHEM.B.1.2.1 Déterminer les formules empiriques et moléculaires des composés.
• CHEM.B.1.2.2 Appliquer la loi des proportions définies à la classification des éléments et des composés en tant que substances pures.
• CHEM.B.1.2.3 Relier la composition en pourcentage et la masse de chaque élément présent dans un composé.
• CHEM.B.2.1.1 Décrire les rôles des réactifs limitants et en excès dans les réactions chimiques.
• CHEM.B.2.1.2 Utiliser les relations stœchiométriques pour calculer les quantités de réactifs et de produits impliquées dans une réaction chimique.

Termes clés et définitions que les étudiants apprendront 1. Nombre d'Avogadro : 6.02 × 10²³, le nombre d'atomes ou de molécules dans 1 mol 2. Formule empirique : une formule chimique qui montre la composition d'un composé en termes des nombres relatifs et des types d'atomes dans le rapport le plus simple 3. Réactif en excès : la substance qui n'est pas complètement utilisée dans une réaction 4. Réactif limitant : la substance qui contrôle la quantité de produit pouvant se former dans une réaction chimique 5. Masse molaire : la masse en grammes d'1 mol d'une substance 6. Mole : l'unité de base du SI utilisée pour mesurer la quantité d'une substance dont le nombre de particules est le même que le nombre d'atomes de carbone dans exactement 12 g de carbone-12 7. Formule moléculaire : une formule chimique qui montre le nombre et les types d'atomes dans une molécule, mais pas l'arrangement des atomes 8. Composition en pourcentage : le pourcentage en masse de chaque élément dans un composé 9. Rapport molaire : utiliser les coefficients de l'équation équilibrée pour établir le rapport molaire. Le rapport molaire est le rapport du coefficient de la substance inconnue sur le coefficient de la substance connue.  

Chimie : Terme 3, Unité 9

Topic: Causes du Changement et Forces Intermoléculaires

• CHEM.A.1.1.1 Classer les changements physiques ou chimiques au sein d'un système en termes de matière et / ou d'énergie.

Termes Clés et Définitions que les étudiants apprendront :

1. Chaleur : l'énergie transférée entre des objets qui ont des températures différentes.

2. Température : une mesure de la chaleur (ou du froid) d'une chose ; spécifiquement une mesure de l'énergie cinétique moyenne des particules dans un objet.

3. Enthalpie : la somme de l'énergie interne d'un système plus le produit du volume du système multiplié par la pression que le système exerce sur son environnement.

4. Thermodynamique : la branche de la science qui traite des changements d'énergie qui accompagnent les changements chimiques et physiques.

5. Calorimétrie : la mesure des constantes liées à la chaleur, telles que la chaleur spécifique ou la chaleur latente.

6. Calorimètre : un appareil utilisé pour mesurer la chaleur absorbée ou libérée lors d'un changement chimique ou physique.

7. Loi de Hess : la loi qui dit que la quantité de chaleur libérée ou absorbée dans une réaction chimique ne dépend pas du nombre d'étapes de la réaction ; ou l'énergie totale d'une réaction est la somme algébrique des parties de la réaction.

8. Entropie : une mesure du désordre ou du chaos d'un système.

9. Énergie Gibbs : l'énergie dans un système qui est disponible pour effectuer un travail ; utilisée pour déterminer la spontanéité d'une réaction.

10. Énergie libre : un autre nom pour l'énergie Gibbs ; ou l'énergie libre de Gibbs.

11. Tension de surface : la force qui agit à la surface d'un liquide et qui tend à réduire l'aire de la surface.

12. Sublimation : le processus par lequel un solide se transforme directement en gaz.

13. Déposition : le processus par lequel un gaz se transforme directement en solide.

14. Forces intermoléculaires : les forces d'attraction entre les molécules.

15. Forces dipôle-dipôle : les interactions entre les molécules polaires.

16. Liaison hydrogène : la force intermoléculaire qui se produit lorsqu'un atome d'hydrogène, étant lié de manière covalente à un élément très électronegatif, est attiré par une paire d'électrons non liants d'une autre molécule. La liaison hydrogène est un type spécial et le plus fort des dipôles. a. H-bond : abréviation pour liaison hydrogène.

17. Force de dispersion de London : l'attraction intermoléculaire résultant de la répartition inégale des électrons et de la création de dipôles temporaires. a. Dipôle induit : un autre nom pour la force de dispersion de London.

18. Phase : une partie de la matière qui est uniforme, c'est-à-dire solide, liquide ou gazeuse.

19. Équilibre : l'état dans lequel un processus chimique et le processus chimique inverse se produisent à la même vitesse de telle sorte que les concentrations des réactifs et des produits ne changent pas.

20. Pression de vapeur : la pression partielle exercée par une vapeur qui est en équilibre avec son état liquide à une certaine température.

21. Diagramme de phase : un graphique qui représente la relation entre l'état physique d'une substance et la température et la pression de la substance.

22. Point triple : les conditions de température et de pression auxquelles les phases solide, liquide et gazeuse d'une substance coexistent à l'équilibre.

23. Point critique : la pression à laquelle les états gazeux et liquides d'une substance deviennent identiques et forment une phase appelée fluide supercritique.

 

# Chimie : Terminale 3, Unité 10 Sujet : Gaz Partie 1 - CHEM.B.2.2.1 Utiliser des relations mathématiques pour prédire les changements du nombre de particules, de la température, de la pression et du volume dans un système gazeux (c'est-à-dire, la loi de Boyle, la loi de Charles, la loi de Dalton des pressions partielles, la loi combinée des gaz et la loi des gaz parfaits). - CHEM.B.2.2.2 Prédire les quantités de réactifs et de produits impliquées dans une réaction chimique en utilisant le volume molaire d'un gaz aux conditions normales de température et de pression. Termes clés et définitions que les étudiants apprendront : 1. Diffusion - le mouvement des particules des régions de plus forte densité vers les régions de plus faible densité. 2. Effusion - le passage d'un gaz sous pression à travers une petite ouverture. 3. Fluide - une substance qui n'a pas de forme fixe et qui cède facilement à la pression externe ; un gaz ou (surtout) un liquide. 4. Gaz idéal - un gaz imaginaire dont les particules sont infiniment petites et n'interagissent pas entre elles. 5. Kelvins - l'unité de base SI de la température thermodynamique - (pas de degrés Kelvin) l'unité de température requise pour tous les calculs selon la loi des gaz parfaits ; Kelvin = K + 273. 6. Énergie cinétique - l'énergie d'un objet qui est due au mouvement de l'objet. 7. Volume molaire - le volume occupé par une mole d'une substance à une température et une pression données. 8. Pression partielle - la pression de chaque gaz dans un mélange. 9. Pascal - l'unité SI de pression ; égal à la force de 1N exercée sur une surface de 1m2 (abréviation : Pa). 10. Pression - la quantité de force exercée par unité de surface. 11. Newton - l'unité SI de force qui augmentera la vitesse d'une masse de 1kg de 1m/s. 12. Température et Pression Normales - TPN est de 0°C ou 273K et 1 atm. 13. Loi des Gaz Parfaits - PV=nRT - aucun gaz n'obéit parfaitement aux quatre lois des gaz dans toutes les conditions, les scientifiques ont donc construit un gaz théorique "idéal" avec plusieurs hypothèses. Cette loi fonctionne bien comme prédicteur de comportement pour la plupart des gaz et des conditions. Un gaz idéal, contrairement à un gaz réel, ne se condense pas en liquide à basse température, n'a pas de forces d'attraction ou de répulsion entre les particules, et est composé de particules qui n'ont pas de volume. 14. Constante de la Loi des Gaz Parfaits - R 8.314 litre-kPascal/mole-Kelvin. 15. Stœchiométrie des Gaz - conversion de grammes en litres d'un gaz en utilisant des relations molaires. (Note : content inside $tags\; has\; not\; been\; translated)$

Chimie : Trimestre 4 - Unité 10

Thème : Gaz Partie 2

• CHEM.B.2.2.1 Utiliser des relations mathématiques pour prédire les changements dans le nombre de particules, la température, la pression et le volume dans un système gazeux (par exemple, la loi de Boyle, la loi de Charles, la loi de Dalton des pressions partielles, la loi des gaz combinés et la loi des gaz parfaits).
• CHEM.B.2.2.2 Prédire les quantités de réactifs et de produits impliqués dans une réaction chimique en utilisant le volume molaire d'un gaz aux conditions normales.

Mots clés et définitions que les étudiants apprendront

1. diffusion - le déplacement des particules des régions de plus haute densité vers les régions de plus faible densité

2. effusion - le passage d'un gaz sous pression à travers une petite ouverture

3. fluide - une substance qui n'a pas de forme fixe et qui cède facilement à la pression extérieure ; un gaz ou (surtout) un liquide

4. gaz parfait - un gaz imaginaire dont les particules sont infiniment petites et n'interagissent pas entre elles

5. Kelvins - l'unité de base SI de la température thermodynamique - (pas de degrés Kelvin) l'unité de température requis pour tous les calculs de la loi des gaz parfaits ; kelvin = K + 273.

6. énergie cinétique - l'énergie d'un objet qui est due au mouvement de l'objet

7. volume molaire - le volume occupé par une mole d'une substance à une température et une pression données

8. pression partielle - la pression de chaque gaz dans un mélange

9. pascal - l'unité SI de pression ; équivaut à la force de 1 N exercée sur une surface de 1 m² (abréviation : Pa)

10. pression - la quantité de force exercée par unité de surface

11. Newton - l'unité SI de force qui augmentera la vitesse d'une masse de 1 kg de 1 m/s.

12. Température et Pression Normales - TPN est de 0°C ou 273K et 1 atm.

13. Loi des Gaz Parfaits - PV = nRT - aucun gaz n'obéit parfaitement aux 4 lois des gaz dans toutes les conditions, c'est pourquoi les scientifiques ont construit un gaz théorique "idéal" avec plusieurs hypothèses. Cette loi fonctionne bien pour prédire le comportement de la plupart des gaz dans la plupart des conditions. Un gaz idéal, contrairement à un gaz réel, ne se condense pas en liquide à basse température, n'a pas de forces d'attraction ou de répulsion entre les particules et est composé de particules qui n'ont pas de volume.

14. Constante de la Loi des Gaz Parfaits - R 8,314 litre kilopascal / mole kelvin.

15. Stoechiométrie des Gaz - conversion de grammes en litres d'un gaz en utilisant des relations molaires.

Chimie : Trimestre 4 Unité 11

Sujet : Propriétés des solutions

• CHEM.A.1.1.3 Utiliser des chiffres significatifs pour communiquer l'incertitude dans une observation quantitative.
• CHEM.A.1.2.1 Comparer les propriétés des solutions contenant des solutés ioniques ou moléculaires (par exemple, dissolution, dissociation).
• CHEM.A.1.2.2 Différencier les mélanges homogènes et hétérogènes (par exemple, comment ces mélanges peuvent être séparés).
• CHEM.A.1.2.3 Décrire comment des facteurs (par exemple, la température, la concentration, la surface) peuvent affecter la solubilité.
• CHEM.A.1.2.4 Décrire différentes façons dont la concentration peut être exprimée et calculée (par exemple, molarité, pourcentage en masse, pourcentage en volume).
• CHEM.A.1.2.5 Décrire comment la liaison chimique peut affecter si une substance se dissout dans un liquide donné.

Termes clés et définitions que les étudiants apprendront

1. propriété colligative - une propriété qui est déterminée par le nombre de particules présentes dans un système mais qui est indépendante des propriétés des particules elles-mêmes.

2. colloïde - un mélange constitué de fines particules qui sont de taille intermédiaire entre celles des solutions et celles des suspensions et qui sont en suspension dans un liquide, un solide ou un gaz.

3. concentration - la quantité d'une substance particulière dans une certaine quantité d'un mélange, d'une solution ou d'un gaz donné.

4. conductivité - la capacité de conduire un courant électrique

5. dissociation - la séparation d'une molécule en molécules plus simples, en atomes, en radicaux ou en ions

6. électrolyte - une substance qui se dissout dans l'eau pour donner une solution qui conduit un courant électrique.

7. molarité - une unité de concentration d'une solution exprimée en moles de soluté dissous par litre de solution.

8. non-électrolyte - une substance liquide ou solide qui ne permet pas le passage d'un courant électrique.

9. solution saturée - une solution qui ne peut pas dissoudre plus de soluté dans les conditions données

10. solution - un mélange homogène de deux substances ou plus uniformément dispersées dans une seule phase.

11. soluté - dans une solution, la substance que le solvant dissout.

12. solvant - dans une solution, la substance dans laquelle le soluté se dissout.

13. solubilité - la capacité d'une substance à se dissoudre dans une autre à une température et une pression données; exprimée en termes de la quantité de soluté qui se dissoudra dans une certaine quantité de solvant pour produire une solution saturée.

14. suspension - un mélange dans lequel les particules d'un matériau sont plus ou moins uniformément dispersées dans un liquide ou un gaz.

15. solution non saturée - une solution qui contient moins de soluté qu'une solution saturée et qui est capable de dissoudre un soluté supplémentaire.

16. concentration - quantité d'une substance particulière dans une certaine quantité de solution

17. solution sursaturée - une solution contenant plus de soluté dissous que ce qui est nécessaire pour atteindre l'équilibre à une certaine température

18. miscible - liquides complètement solubles les uns dans les autres

19. immiscible - 2 liquides ou plus qui ne se mélangent pas

20. équilibre de solubilité - état physique dans lequel les processus opposés de dissolution et de cristallisation d'un soluté se produisent à des vitesses égales

21. tensioactif - composé qui se concentre à la surface de séparation entre 2 phases non miscibles, solide-liquide, liquide-liquide ou liquide-gaz (détergent - tensioactif soluble dans l'eau, savon - un tensioactif et un type de détergent)

22. émulsion - mélange de 2 liquides non miscibles ou plus dans lequel un liquide est dispersé

h3 class="editor3">Chimie : Trimestre 4 Unité 12

Thème :  Équilibre et cinétique chimique 

• BIO.A.4.1.2 Comparer et contraster les mécanismes de transport des matériaux à travers la membrane plasmique (c'est-à-dire le transport passif -- diffusion, osmose, diffusion facilitée; le transport actif -- pompes, endocytose, exocytose). 
• CHEM.A.1.2.1 Comparer les propriétés des solutions contenant des solutés ioniques ou moléculaires (par exemple, dissolution, dissociation).
• CHEM.A.1.2.2 Différencier les mélanges homogènes et hétérogènes (par exemple, comment de tels mélanges peuvent être séparés).
• CHEM.A.1.2.4 Décrire les différentes façons d'exprimer et de calculer la concentration (par exemple, la molarité, le pourcentage en masse, le pourcentage en volume).
• CHEM.B.2.1.2: Utiliser les relations stœchiométriques pour calculer les quantités de réactifs et de produits impliqués dans une réaction chimique.

Mots-clés et Définitions que les étudiants apprendront

1. énergie d'activation - énergie minimale requise pour démarrer une réaction chimique

2. endothermique - chaleur absorbée de l'environnement

3. exothermique - le système libère de la chaleur

4. complexe activé - état de transition d'une réaction; 

5. vitesse de réaction - vitesse à laquelle une réaction chimique se produit; mesurée par la vitesse de formation des produits ou la vitesse de disparition des réactifs

6. principe de Le Chatelier - un système à l'équilibre s'opposera à un changement de manière à éliminer le changement

7. réaction réversible - réaction chimique dans laquelle les produits reforment les réactifs originaux

8. équilibre chimique - état d'équilibre dans lequel la vitesse d'une réaction directe équivaut à la vitesse d'une réaction inverse et les concentrations des produits et des réactifs restent inchangées

9. constante d'équilibre - nombre qui relie les concentrations des matières premières et des produits d'une réaction chimique réversible les uns aux autres à une température donnée

10. catalyseur - substance qui modifie la vitesse d'une réaction chimique sans être consommée ou modifiée de manière significative

11. effet d'ion commun - l'addition d'un ion commun à 2 solutés provoque la précipitation ou réduit l'ionisation

 

Chimie : Trimestre 4 Unité 13

Sujet : Acides et Bases

• CHEM.A.1.2.3 Décrire comment les facteurs (par exemple, la température, la concentration, la surface) peuvent affecter la solubilité.
• CHEM.A.1.2.1 Comparer les propriétés des solutions contenant des solutés ioniques ou moléculaires (par exemple, dissolution, dissociation).
• CHEM.A.1.2.4 Décrire les différentes façons d'exprimer et de calculer la concentration (par exemple, molarité, pourcentage en masse, pourcentage en volume).

Termes clés et définitions que les étudiants apprendront

1. acide fort - acide qui s'ionise complètement dans un solvant

2. acide faible - acide qui libère peu d'ions hydrogène en solution aqueuse

3. base forte - une base qui s'ionise complètement dans un solvant

4. base faible - libère peu d'ions hydroxyde en solution aqueuse

5. acide/base de Bronsted-Lowry - donne un proton

6. acide/base conjugué - acide formé lorsque une base gagne un proton ; base formée lorsque un acide perd un proton

7. réaction de neutralisation - Une réaction chimique dans laquelle un acide et une base réagissent pour générer de l'eau et un sel

8. pH - Potentiel d'Hydrogène (pH) - La quantité d'ions hydrogène ou d'ions hydroxyde dans une solution détermine si la solution est acide ou alcaline. En utilisant une échelle logarithmique, le pH mesure l'alcalinité ou l'acidité relative d'une solution. L'échelle de pH a été proposée pour la première fois par S.P.L Sorensen, un Danois, en 1909 pour identifier la concentration d'ions hydrogène (H+) et d'ions hydroxyde (OH-). Parmi les différentes méthodes utilisées pour mesurer le pH, deux des plus simples sont le papier tournesol et les indicateurs acido-basiques liquides. Deux types de papier tournesol, rouge et bleu, sont recouverts d'un colorant qui change de couleur en présence d'acides et de bases. Le papier tournesol rouge devient bleu en présence d'une base. Le papier tournesol bleu devient rouge en présence d'un acide. (source: http://www.waterqualityplus.com/ph.htm)

9. point d'équivalence - point auquel les 2 solutions utilisées dans une titration sont présentes en quantités chimiquement équivalentes

10. titrage - méthode permettant de déterminer la concentration d'une substance dans une solution en ajoutant une solution de volume et de concentration connus jusqu'à ce que la réaction soit terminée, ce qui est généralement indiqué par un changement de couleur  

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

La Pennsylvanie propose des cours de chimie AP aux lycéens et ces derniers peuvent être éligibles à obtenir des crédits d'études secondaires et universitaires pour les cours de chimie AP. Avec un score de 3 ou plus à l'examen de chimie AP, les étudiants peuvent être éligibles pour appliquer ces crédits comme équivalents aux exigences de l'algèbre et de la biologie de l'État. Pour des informations spécifiques, il est préférable de contacter directement l'école.

La Pennsylvanie accorde-t-elle des crédits pour la réussite de l'examen de chimie IB ?

La Pennsylvanie propose des cours de chimie IB aux lycéens et ces derniers peuvent être éligibles à obtenir des crédits d'études secondaires et universitaires pour les cours de chimie IB. Avec un score de 4 ou plus à l'examen de chimie IB, les étudiants peuvent être éligibles pour appliquer ces crédits comme équivalents aux exigences de l'algèbre et de la biologie de l'État. Pour des informations spécifiques, il est préférable de contacter directement l'école.