نموذج المباراة الوطنية المشتركة CNC 2014: الكيمياء - شعبة PSI لولوج مدارس المهندسين

Épreuve de Chimie du Concours National Commun (CNC) 2014, filière PSI, pour l'accès aux écoles d'ingénieurs marocaines (6 pages). Il s'agit de deux problèmes : le Problème I « Autour de l'eau » (atomistique et solvant, cristallographie de la glace Ic, thermochimie et équilibre de synthèse de l'eau, cinétique d'un mécanisme en chaîne, élimination du manganèse par le permanganate) et le Problème II de chimie organique expérimentale (déshydratation du cyclohexanol en cyclohexène, purification, rendement). Voici une correction méthodologique proposée.

💡 Avant de commencer : les parties sont indépendantes. Les points « faciles » sont nombreux : Lewis/VSEPR (I.1), comptage et masse volumique de la glace (I.2), ΔrH°, ΔrS°, ΔrG° (I.3), bilan redox (I.5) et questions de TP (Problème II). Gardez du temps pour les deux questions longues : la composition finale à 1500 K (I.3.4) et l'AEQS du mécanisme en chaîne (I.4.6). Rappelez toujours le numéro exact de la question.

Problème I : Autour de l'eau

1.1. Configurations électroniques et Lewis des atomes

• H (Z = 1) : 1s¹, 1 électron de valence ; Lewis : H avec un électron célibataire.
• O (Z = 8) : 1s² 2s² 2p⁴, 6 électrons de valence ; Lewis : O avec 2 doublets et 2 électrons célibataires (règle de Hund).

1.2. Lewis de H₂O et géométrie VSEPR

H–O–H, l'oxygène porte 2 doublets liants et 2 doublets non liants (8 électrons de valence au total). Type AX₂E₂ : les 4 paires sont réparties selon un tétraèdre, la molécule est coudée (en V).

1.3. Angle de 104,5°

Pour un tétraèdre parfait (AX₄) l'angle vaut arccos(−1/3) ≈ 109,5°. Les doublets non liants, plus volumineux (localisés sur O seul), repoussent plus fortement que les doublets liants (répulsions E/E > E/X > X/X) : ils referment l'angle HOH, d'où α = 104,5° < 109,5°.

1.4. Polarité

O est beaucoup plus électronégatif que H (χ ≈ 3,4 contre 2,2) : chaque liaison O–H porte un moment dipolaire dirigé de O (δ−) vers H (δ+) (convention physique : de − vers +). La molécule étant coudée, les deux moments ne se compensent pas : moment dipolaire résultant non nul (≈ 1,85 D), porté par la bissectrice de l'angle HOH.

1.5. Polaire, dissociant, ionisant

• Polaire : molécules du solvant possédant un moment dipolaire permanent ; grandeur : moment dipolaire μ (en debye).
• Ionisant : capable de transformer une liaison covalente polarisée en paire d'ions (A–B → A⁺,B⁻), grâce à ses dipôles ; grandeur associée : moment dipolaire μ.
• Dissociant : capable de séparer les ions d'une paire d'ions en diminuant la force coulombienne F = q₁q₂/(4πε₀ε_rr²) ; grandeur : permittivité relative ε_r (≈ 78,5 pour l'eau à 25 °C).

1.6. Les trois étapes de la dissolution

Schéma général : ionisation (formation de paires d'ions ; pour NaCl, solide déjà ionique, cette étape se réduit à la rupture du réseau cristallin), dissociation (séparation des ions Na⁺ et Cl⁻ grâce à la forte valeur de ε_r), solvatation (hydratation : chaque ion s'entoure d'une couche de molécules d'eau, interactions ion–dipôle, puis dispersion dans la solution).

1.7. Organisation autour des ions

Autour de Na⁺, les molécules d'eau orientent leur oxygène (pôle δ−, doublets non liants) vers le cation, les H vers l'extérieur (typiquement 6 molécules en octaèdre). Autour de Cl⁻, elles orientent un atome d'hydrogène (δ+) vers l'anion, l'O vers l'extérieur. Sur la copie, dessinez les deux ions avec leur couronne de molécules en V orientées ainsi.

2. Étude cristallographique de la glace Ic

2.1. Système cubique

a = b = c et α = β = γ = 90° ; un seul paramètre de maille a.

2.2. Maille

Structure type diamant : les O occupent les nœuds d'un réseau CFC (8 sommets + 6 centres de faces) et un site tétraédrique sur deux (4 sites, par exemple en (¼,¼,¼), (¾,¾,¼), (¾,¼,¾), (¼,¾,¾)). Chaque O est au centre d'un tétraèdre de 4 O voisins. Sur chacun des 4 segments O···O se trouve un H : pour l'O choisi, 2 H à 100 pm (sa propre molécule) et 2 H à 176 pm (appartenant aux molécules voisines).

2.3. Nombre de molécules et de liaisons hydrogène

N(O) = 8 × 1/8 + 6 × 1/2 + 4 × 1 = 8 molécules H₂O par maille. Chaque molécule participe à 4 liaisons H (2 comme donneur, 2 comme accepteur), chacune partagée entre 2 molécules : 2 liaisons H par molécule, soit 16 liaisons hydrogène par maille.

2.4. Interactions intermoléculaires

Principalement les liaisons hydrogène (plus les interactions de van der Waals, minoritaires). Une liaison hydrogène s'établit entre un H lié à un atome très électronégatif (O–H, H fortement δ+) et un doublet non liant d'un autre atome électronégatif (O) ; elle est essentiellement électrostatique, directionnelle (O–H···O quasi alignés) et d'énergie intermédiaire entre van der Waals et covalente.

2.5. Énergie d'une liaison H

Sublimer une mole de glace rompt 2 moles de liaisons H (question 2.3) : E_LH ≈ 49,8/2 ≈ 25 kJ·mol⁻¹ (ordre de grandeur 10–40 kJ·mol⁻¹, en négligeant van der Waals). Une liaison covalente O–H vaut ≈ 460 kJ·mol⁻¹ : la liaison H est environ 20 fois plus faible.

2.6. Nature des liaisons

d_1OH = 100 pm : liaison covalente O–H (intramoléculaire). d_2OH = 176 pm : liaison hydrogène O–H···O (intermoléculaire).

2.7. Paramètre de maille

H est aligné entre deux O plus proches voisins : d(O–O) = d_1OH + d_2OH = 276 pm. Dans la structure diamant, les plus proches voisins sont à un quart de la grande diagonale : d(O–O) = a√3/4, donc a = 4 × 276/√3 ≈ 637 pm.

2.8. Masse volumique

ρ_Ic = 8 M(H₂O)/(N_A a³) = 8 × 18×10⁻³/(6,02×10²³ × (637×10⁻¹²)³) ≈ 923 kg·m⁻³ (0,92 g·cm⁻³). Commentaire : inférieure à celle de l'eau liquide (1000 kg·m⁻³) et très proche de la glace ordinaire Ih (917 kg·m⁻³) ; la glace flotte.

2.9. Pourquoi la glace est moins dense

Dans la glace, chaque molécule est bloquée dans un réseau tétraédrique rigide de liaisons H : structure très ouverte, lacunaire (compacité de type diamant ≈ 0,34). À la fusion, une partie des liaisons H se rompt, le réseau s'effondre partiellement et les molécules se rapprochent en occupant les cavités : le liquide est plus dense (maximum à 4 °C).

3. Stabilité thermodynamique de l'eau : 2H_2(g) + O_2(g) ⇌ 2H₂O_(g)

3.1. Variance

Paramètres intensifs : T, P, x(H₂), x(O₂), x(H₂O) soit 5 ; relations : Σx_i = 1 et la loi d'action des masses K°(T) = Q_éq, soit 2. v = 5 − 2 = 3 (Gibbs : v = (3 − 1) + 2 − 1 = 3). On peut fixer T, P et une fraction molaire (ou la composition initiale, par exemple le rapport H₂/O₂). Pour un mélange initial stœchiométrique sans eau, une relation particulière s'ajoute et v = 2.

3.2. ΔrH° et ΔrS° à 298 K

Hess : ΔrH° = 2 × (−241,8) = −483,6 kJ·mol⁻¹ : réaction exothermique.
ΔrS° = 2 × 188,7 − 2 × 130,6 − 205 = −88,8 J·K⁻¹·mol⁻¹ : négative, cohérent avec la diminution de la quantité de gaz (Δn_gaz = −1), donc du désordre.

3.3. ΔrG° à 298 K

ΔrG° = ΔrH° − TΔrS° = −483 600 + 298 × 88,8 ≈ −457,1 kJ·mol⁻¹, soit K° = exp(−ΔrG°/RT) ≈ 10⁸⁰. La réaction est thermodynamiquement totale et favorable ; si le mélange H₂/O₂ ne réagit pas à 298 K, c'est un blocage cinétique (énergie d'activation élevée). Un initiateur (étincelle, flamme, catalyseur Pt) débloque la cinétique ; il ne pourrait en aucun cas rendre possible une réaction thermodynamiquement défavorable (il ne modifie pas ΔrG°).

3.4. Évolution à 1500 K sous 1 bar

ΔrG°(1500) = −495 000 + 7,8 × 1500 × ln1500 + 33 × 1500 + 0,01 × 1500² = −495 000 + 85 565 + 49 500 + 22 500 ≈ −337,4 kJ·mol⁻¹, d'où K° = exp(337 435/(8,314 × 1500)) ≈ 5,6×10¹¹.

État initial : n_tot = 0,9 + 1/30 + 2/30 = 1,0 mol, P = P°.
Q_i = x(H₂O)²/(x(H₂)² x(O₂)) × (P°/P) = 0,81/((2/30)² × (1/30)) = 5,5×10³ < K° : le système évolue dans le sens direct (formation d'eau).

Avancement ξ : n(H₂) = 2/30 − 2ξ, n(O₂) = 1/30 − ξ, n(H₂O) = 0,9 + 2ξ, n_tot = 1 − ξ. H₂ et O₂ étant en proportions stœchiométriques et K° très grand, ξ ≈ 1/30. Posons n(O₂) = ε, n(H₂) = 2ε : K° = n(H₂O)² n_tot/(4ε³) avec n(H₂O) ≈ n_tot ≈ 0,9667 mol, d'où ε³ ≈ 0,903/(4 × 5,6×10¹¹) et ε ≈ 7,4×10⁻⁵ mol.

Composition finale : n(H₂O) ≈ 0,967 mol ; n(O₂) ≈ 7,4×10⁻⁵ mol ; n(H₂) ≈ 1,5×10⁻⁴ mol (réaction quasi totale ; l'hypothèse ε ≪ 1/30 est vérifiée).

4. Cinétique de la synthèse de l'eau vapeur

4.1. Classement des actes

• Amorçage : (1) (création de radicaux à partir de molécules).
• Propagation : (2), (3), (4) (un centre actif consommé, au moins un régénéré ; (2) et (3) sont des étapes de ramification : 1 radical consommé, 2 formés).
• Rupture : (5), (6) (fixation des radicaux sur la paroi).

4.2. Charges et classe

O, H^• et HO^• sont électriquement neutres ; ce sont des radicaux (espèces à électron(s) célibataire(s) : un pour H^• et HO^•, deux pour l'atome O dans son état fondamental, qui est un biradical). Très réactifs, ce sont les centres actifs de la chaîne.

4.3. Bimoléculaires

La molécularité d'un acte élémentaire est le nombre d'entités réactives qui entrent en collision : dans (2), (3) et (4), deux entités réagissent en un seul choc, d'où molécularité 2.

4.4. AEQS

• O : d[O]/dt = v₂ − v₃ = 0
• H^• : d[H^•]/dt = 2v₁ − v₂ + v₃ + v₄ − v₅ = 0
• HO^• : d[HO^•]/dt = v₂ + v₃ − v₄ − v₆ = 0

4.5. Loi de Van't Hoff

Pour un acte élémentaire, l'ordre partiel égale le coefficient stœchiométrique : v₂ = k₂[H^•][O₂] ; v₃ = k₃[O][H₂] ; v₄ = k₄[HO^•][H₂]. De même (M n'intervient pas) v₁ = k₁[H₂], v₅ = k₅[H^•], v₆ = k₆[HO^•].

4.6. Vitesse globale

v = d[H₂O]/dt = v₄ = k₄[HO^•][H₂].

• Équation de O : v₃ = v₂.
• Équation de HO^• : v₄ + v₆ = 2v₂, soit [HO^•] = 2k₂[H^•][O₂]/(k₄[H₂] + k₆).
• Somme des équations de H^• et HO^• : 2v₁ + 2v₃ − v₅ − v₆ = 0, soit 2k₁[H₂] + 2k₂[H^•][O₂] − k₅[H^•] − k₆[HO^•] = 0.
• En remplaçant [HO^•] : 2k₁[H₂] = [H^•](k₅ − 2k₂k₄[H₂][O₂]/(k₄[H₂] + k₆)), d'où [H^•] = 2k₁[H₂](k₄[H₂] + k₆)/(k₅k₆ + k₄k₅[H₂] − 2k₂k₄[H₂][O₂]).
• Alors v = k₄[H₂] × 2k₂[H^•][O₂]/(k₄[H₂] + k₆) :

v = 4k₁k₂k₄[H₂]²[O₂] / (k₅k₆ + k₄k₅[H₂] − 2k₂k₄[H₂][O₂]), c'est-à-dire α = 4k₁k₂k₄ ; β = k₅k₆ ; γ = k₄k₅ ; δ = 2k₂k₄.

4.7. Ordre courant

Non : la vitesse n'est pas de la forme k[H₂]^a[O₂]^b (dénominateur non monôme). Seulement dans des cas limites : si β domine, v ≈ (α/β)[H₂]²[O₂], ordre 3.

4.8. β + γ[H₂] = δ[H₂][O₂]

Le dénominateur s'annule : la vitesse devient infinie, c'est l'explosion. Les étapes de ramification (2) et (3) créent alors les radicaux plus vite que les ruptures (5) et (6) ne les détruisent : l'AEQS n'est plus valable et la concentration des centres actifs croît exponentiellement (explosion par chaînes ramifiées, limite d'explosion du mélange H₂/O₂).

5. Élimination du manganèse

5.1. Oxydation possible à pH 7,3

Nernst (avec RT/F·ln10 = 0,06 V) :

• MnO₄⁻ + 4H⁺ + 3e⁻ = MnO₂ + 2H₂O : E₂ = 1,68 − 0,08 pH + 0,02 log[MnO₄⁻] ; à pH 7,3 le potentiel apparent vaut E₂' = 1,68 − 0,584 = 1,096 V.
• MnO₂ + 4H⁺ + 2e⁻ = Mn²⁺ + 2H₂O : E₁ = 1,25 − 0,12 pH − 0,03 log[Mn²⁺] ; E₁' = 1,25 − 0,876 = 0,374 V.

E₂' > E₁' : l'oxydant MnO₄⁻ et le réducteur Mn²⁺ ont des domaines disjoints à pH 7,3 : Mn²⁺ est oxydé par MnO₄⁻ (règle du gamma).

5.2. Équation bilan et constante

(MnO₄⁻ + 4H⁺ + 3e⁻ → MnO₂ + 2H₂O) × 2 ; (Mn²⁺ + 2H₂O → MnO₂ + 4H⁺ + 2e⁻) × 3 :

2MnO₄⁻ + 3Mn²⁺ + 2H₂O → 5MnO_2(s) + 4H⁺ (6 électrons échangés ; conservation des charges : +4 = +4).

K° = 10^{6(E₂° − E₁°)/0,06} = 10^{100 × 0,43} = 10⁴³ ≫ 10⁴ : réaction quasi totale (à pH fixé, la constante apparente K°/[H⁺]⁴ est encore plus grande).

5.3. Potentiels des deux couples

Concentrations apportées : [MnO₄⁻]₀ = 10⁻³/1000 = 1,0×10⁻⁶ mol·L⁻¹ ; [Mn²⁺]₀ = 2,0×10⁻⁶ mol·L⁻¹.

• Avant réaction : E₂ = 1,096 + 0,02 log(10⁻⁶) = 0,976 V ; E₁ = 0,374 − 0,03 log(2×10⁻⁶) = 0,545 V. E₂ > E₁ confirme la réaction.
• À l'équilibre, les deux potentiels sont égaux (voir 5.4) : E_éq = 0,374 − 0,03 log(5×10⁻⁷) ≈ 0,563 V (en supposant le pH maintenu à 7,3 par le pouvoir tampon de l'eau naturelle).

5.4. Mn²⁺ résiduel

Il faut 2/3 × 2,0×10⁻⁶ = 1,33×10⁻⁶ mol·L⁻¹ de MnO₄⁻ pour tout oxyder ; on n'en apporte que 1,0×10⁻⁶ : MnO₄⁻ est limitant. Il consomme 3/2 × 1,0×10⁻⁶ = 1,5×10⁻⁶ mol·L⁻¹ de Mn²⁺, d'où [Mn²⁺]_résiduel = 2,0×10⁻⁶ − 1,5×10⁻⁶ = 5,0×10⁻⁷ mol·L⁻¹. MnO₄⁻ restant : 0,563 = 1,096 + 0,02 log[MnO₄⁻] donne ≈ 10⁻²⁷ mol·L⁻¹, négligeable.

5.5. Conformité

5,0×10⁻⁷ < c_n = 9,0×10⁻⁷ mol·L⁻¹ : l'eau traitée est conforme (après filtration de MnO₂). Avantage supplémentaire : pas d'excès de permanganate (coloré, toxique) dans l'eau distribuée.

Problème II : Déshydratation du cyclohexanol

1.1. Montage (figure)

Distillation fractionnée : (1) thermomètre ; (2) colonne de Vigreux ; (3) ballon monocol (mélange réactionnel + pierre ponce) ; (4) chauffe-ballon ; (5) support élévateur du chauffe-ballon ; (6) réfrigérant droit (Liebig, entrée d'eau en bas, sortie en haut) ; (7) erlenmeyer collecteur ; (8) distillat ; (9) support élévateur du récipient collecteur (à placer dans un bain de glace). Les repères 5 et 9 désignent les supports d'après le dessin ; vérifiez sur l'original si le trait vise plutôt le socle/plaque.

1.2. Pierre ponce

Régulariser l'ébullition (création de germes de bulles) et éviter les soubresauts/surchauffe.

1.3. Famille et test

Le cyclohexanol est un alcool secondaire (C porteur de OH lié à deux carbones). Test : oxydation par le dichromate de potassium acidifié (orange → vert), positive pour un alcool primaire ou secondaire ; le produit, la cyclohexanone, donne un précipité jaune-orangé avec la 2,4-DNPH et un test de Tollens/Fehling négatif (cétone), ce qui confirme l'alcool secondaire. Test de Lucas possible aussi (trouble en quelques minutes pour un secondaire).

1.4. Température d'ébullition

Le groupe OH permet des liaisons hydrogène intermoléculaires (absentes dans l'alcène, qui n'a que des interactions de van der Waals), qu'il faut rompre pour vaporiser : θ_éb passe de 83 °C à 161 °C.

1.5. Réactivité du groupe OH

(i) Polarisation des liaisons C–O et O–H : carbone fonctionnel électrophile, H mobile (caractère acide) ; (ii) doublets non liants de l'oxygène : caractère basique et nucléophile (protonation par H₂SO₄). En milieu acide, OH protoné devient un bon groupe partant (H₂O).

1.6. Déshydratation et produit parasite

Déshydratation : élimination d'une molécule d'eau (ici intramoléculaire : H et OH sur deux carbones voisins). HSO₄⁻ peut piéger le carbocation cyclohexyle (substitution) : formation de l'hydrogénosulfate de cyclohexyle : C₆H₁₁OH + H₂SO₄ → C₆H₁₁–O–SO₃H + H₂O.

1.7. Rôle de H₂SO₄

Catalyseur acide : il protone OH, transformant un mauvais groupe partant (HO⁻) en bon groupe partant (H₂O) ; il est régénéré à la dernière étape. Concentré, il est aussi déshydratant (fixe l'eau).

1.8. Bilan, mécanisme, régiosélectivité

C₆H₁₁OH → C₆H₁₀ (cyclohexène) + H₂O. Mécanisme E1 (alcool secondaire) :

1. Protonation rapide et équilibrée : C₆H₁₁–OH + H⁺ ⇌ C₆H₁₁–OH₂⁺.
2. Départ de l'eau, étape lente (cinétiquement déterminante) : C₆H₁₁–OH₂⁺ → C₆H₁₁⁺ (carbocation secondaire) + H₂O.
3. Perte rapide d'un H⁺ porté par un carbone voisin (capté par H₂O ou HSO₄⁻) : formation de la double liaison C=C et régénération du catalyseur.

La réaction est régiosélective (règle de Zaïtsev : l'alcène le plus substitué, le plus stable, est majoritaire). Pour le cyclohexanol, les deux carbones β sont équivalents : un seul alcène. Exemple illustrant la régiosélectivité : le 2-méthylcyclohexanol donne majoritairement le 1-méthylcyclohexène (trisubstitué) plutôt que le 3-méthylcyclohexène ; ou le butan-2-ol → but-2-ène majoritaire devant le but-1-ène.

1.9. Déshydratation intermoléculaire

2 C₆H₁₁OH → C₆H₁₁–O–C₆H₁₁ (éther dicyclohexylique) + H₂O. Elle ne se produit pratiquement pas : la formation d'éther (SN par un second alcool) est favorisée à température plus basse et pour des alcools primaires peu encombrés ; ici l'alcool est secondaire (encombrement), le chauffage favorise l'élimination (ΔS > 0 : 1 molécule → 2) et le cyclohexène est éliminé du milieu par distillation au fur et à mesure, ce qui déplace l'équilibre vers l'alcène.

2. Purification du produit

2.1. Verrerie

Éprouvette graduée : les volumes de lavage (20 mL) n'exigent pas de précision (une pipette jaugée serait inutile).

2.2. Composition des phases

Phase organique : cyclohexène (majoritaire) avec traces de cyclohexanol, d'eau et d'acide. Phase aqueuse : eau avec le cyclohexanol entraîné (bonne solubilité) et des traces d'acide. µ(cyclohexène) = 0,81 g·mL⁻¹ < 1 : phase organique en haut, phase aqueuse en bas dans l'ampoule à décanter.

2.3. Rôle des lavages

La solution d'hydrogénocarbonate sert à neutraliser les traces d'acide (H₂SO₄, éventuellement SO₂) entraînées dans la phase organique. 1^er lavage à l'eau : élimine l'essentiel de l'acide et du cyclohexanol (solubles). Lavage basique : neutralise l'acide restant. 2^e lavage à l'eau : élimine les sels formés et l'excès d'hydrogénocarbonate. (L'énoncé parle de « soude » dans la question alors que la solution utilisée est l'hydrogénocarbonate de sodium ; la base faible est préférée pour éviter toute réaction parasite.)

2.4. Dégagement gazeux

Dioxyde de carbone : HCO₃⁻ + H₃O⁺ → CO_2(g) + 2H₂O. D'où la nécessité de dégazer régulièrement l'ampoule.

2.5–2.6. Sulfate de magnésium

MgSO₄ anhydre peut fixer de l'eau pour donner ses hydrates (MgSO₄·7H₂O) : il absorbe l'eau ; son rôle est de sécher la phase organique (agent desséchant), éliminé ensuite par filtration.

2.7. Réactif limitant et rendement

H₂SO₄ est un catalyseur : le cyclohexanol est le réactif limitant. M(C₆H₁₂O) = 100 g·mol⁻¹ : n = 50/100 = 0,50 mol. M(C₆H₁₀) = 82 g·mol⁻¹ : m_max = 0,50 × 82 = 41 g. Rendement = 34/41 ≈ 83 %.

2.8. Test de la double liaison

Décoloration de l'eau de brome (orange → incolore) : C₆H₁₀ + Br₂ → C₆H₁₀Br₂, le 1,2-dibromocyclohexane (addition anti : isomère trans). Alternative : décoloration du permanganate dilué (test de Baeyer).

2.9. Pureté

L'énoncé dit l'alcène « solide », ce qui est erroné : le cyclohexène est liquide à température ambiante (θ_éb = 83 °C). Pour un solide, on mesurerait la température de fusion au banc Kofler ; pour le cyclohexène liquide, on mesure l'indice de réfraction (réfractomètre) ou la température d'ébullition, ou on fait une CPG / un spectre IR (bande C=C vers 1650 cm⁻¹, absence de la bande large O–H vers 3300 cm⁻¹).

💡 À retenir pour le CNC PSI : résultats clés : a ≈ 637 pm et ρ ≈ 0,92 g·cm⁻³ ; ΔrG°(298) ≈ −457 kJ·mol⁻¹ ; K°(1500) ≈ 5,6×10¹¹ ; v = α[H₂]²[O₂]/(β + γ[H₂] − δ[H₂][O₂]) ; [Mn²⁺] = 5×10⁻⁷ mol·L⁻¹ ; rendement ≈ 83 %. À réviser : VSEPR et polarité, structures diamant/CFC (comptage, contact, masse volumique), approximation d'Ellingham et quotient de réaction avec fractions molaires, AEQS et chaînes ramifiées, Nernst avec H⁺ et potentiels apparents, et le TP classique de déshydratation d'un alcool (montage, lavages, séchage, rendement, tests caractéristiques).