Chimie à l'agrégation de physique

A l'agrégation de physique, la chimie représente environ le tiers des points. C'est donc une discipline qui ne doit pas être négligée et fait souvent la différence entre un candidat reçu et un candidat malheureux.

L'évaluation en chimie se compose de deux épreuves :
A l'écrit, un problème de 5 heures. Cette épreuve est la même que celle posée à l'agrégation de physique française qui a lieu le même jour à la même heure. Elle porte sur un programme de niveau premier cycle universitaire défini au Bulletin Officiel de l'Éducation Nationale ( B.O. spécial n°13 du 30 mai 2002 ).
A l'oral, une leçon de chimie de 50 minutes suivi d'une séance de questions avec le jury. Dans son rapport , le jury d'admission définit d'une année sur l'autre la liste des environ 40 leçons qui seront proposées à la session suivante. Ici apparaît une différence importante entre les agrégations marocaine et française. En effet, le niveau des leçons d'oral est ici celui des classes préparatoires aux grandes écoles alors qu'il n'est que du niveau des lycées en France. Les leçons de chimie sont le plus souvent illustrées par de petites expériences de cours rapides et démonstratives. De plus, certaines sont de véritables TP-cours, il convient donc que les candidats aient de solides connaissances expérimentales.

La préparation à ces épreuves est étalée sur les deux années de préparation. Pendant leur première année, dans les centres de Marrakech , Fes et Rabat, les étudiants révisent essentiellement les connaissances de base en chimie générale et minérale et les techniques expérimentales qui s'y rattachent. L'enseignement de seconde année est consacré à des compléments de chimie générale et à l'acquisition des connaissances de chimie organique. Du point de vue expérimental, de nombreuses séances de TP permettent aux étudiants d'approfondir leur connaissances. Enfin, est organisée toute au long de l'année, une préparation spécifique à l'épreuve orale sous forme de leçons exposées par les étudiants et corrigées par un enseignant du centre. C'est l'occasion d'entendre des commentaires pertinents et bien au fait des présentations modernes des diverses questions du programme. Il est également à noter que le programme de chimie de l'écrit coïncidant dans une très large mesure avec le programme des classes dans lesquelles sont choisies les leçons d'oral, s'entraîner régulièrement à l'oral en préparant des leçons, en assistant aux exposés et aux séances de travaux pratiques tout au long de l'année est aussi très profitable en vue préparer l'écrit.

Annexes : programmes et textes de références

Annexe 1. Programme de l'épreuve écrite du concours d'agrégation

Toutes les techniques expérimentales étudiées dans ce programme peuvent faire l’objet de questions à l’écrit du concours.

I. Chimie Générale 

A. Atome molécules et liaisons chimiques

1/ Atome
Interprétation du spectre d’émission de l’atome d’hydrogène. Fonction d’onde, résultat de l’équation de Schrödinger. Notion d’orbitale atomique. Atome hydrogénoïde : orbitales, niveaux énergétiques. Atome polyélectronique : principe de Pauli, règles de Klechkovski et de Hund, effet d’écran : règles de Slater.            

2/ Classification périodique
Périodicité des propriétés des éléments chimiques.
Évolution générale des énergies d’ionisation, des électroaffinités, des rayons atomiques, des rayons ioniques.
Échelle d’électronégativité.

3/ La liaison covalente 
Liaison covalente localisée et liaison covalente dé focalisée , notion de Lewis, et résonance.
Prévision  de la géométrie des molécules et des sons a partir de leurs structures électroniques par la méthode VSEPR.
Théorie des orbitales moléculaires (limitée aux molécules diatomiques.

4/ Les réseaux métalliques
Étude des empilements cfc, hc, cc.
Espaces interstitiels , position , nombre, habitabilité.

5/ La liaison ionique 
Le cristal ionique parfait : énergie réticulaire, cycle de Born-Haber.
Quelques réseaux : CsCI, NaCI, ZnS (blende et würzite), CaF₂
Défauts dans les cristaux réels. Non stœchiométrie. Application à la photographie.

6/ Structure des complexes  
Théorie du champ cristallin . Propriétés magnétiques et optiques des complexes.

7/ Les liaisons de faible énergie 
Liaison hydrogène et liaisons de Van der Waals. Conséquences sur les propriétés physico-chimiques.

B. Thermodynamique chimique

1/ Fonctions d’état.
Énergie interne U, enthalpie H, entropie S, énergie libre F, enthalpie libre G : définitions, expressions différentielles.

2/ Potentiel Chimique.
Définition, états standards. Expression du potentiel chimique pour un constituant d'un mélange gazeux, d’un mélange liquide, d’une solution, d’un solide. Notions d’activité, de coefficients d’activités. Formule simplifiée de Debye-Hückel. Relations de Gibbs-Duhen. Osmométrie.
Équilibres de changement d’état : corps pur, mélanges binaires. Applications aux distillations, à la cryométrie et à la purification par zone fondue.

3/ La réaction chimique.
Stœchiométrie et avancement d’une réaction. Grandeurs thermodynamiques.
Affinité chimique et évolution d’un système . Loi d’action de masse. Relation de Van’t Hoff, de Gibbs-Helmholtz.
Variance : définition et application. Lois de déplacement des équilibres .

C. Les solutions aqueuses  

1/ Équilibres acido-basiques
Auto dissociation de l’eau. Produit ionique Ke. Définition du pH des solutions aqueuses.
Dosages acido-basiques. Effet tampon. Indicateurs colorés.

2/ Équilibres d’oxydoréduction  
Couple d’oxydoréduction. Potentiel d’oxydoréduction : formule de Nernst. Différents types d'électrodes.
Diagramme de Frost et diagramme potentiel-pH.
Dosage d’oxydoréduction. Indicateurs colorés.
Étude de précipitations par potentiométrie. Étude de complexation par potentiométrie.

3/ Équilibres de précipitation
Dissolution d’un électrolyte. Produit de solubilité. Influence du pH et de la complexation sur la précipitation.
Effet d’ion commun.
Dosages par précipitation.

4/ Équilibres de complexation 
Formation de complexes. Constante de stabilité. Diagrammes de prédominance. Influence du pH, dissimulation d’un ion. Dosages par complexation.

5/ Conductivité des électrolytes 
Mobilité ionique. Applications aux dosages et à la détermination de constantes thermodynamiques.

D. Cinétique chimique

1/ Vitesse de réaction
Vitesses de disparition et de formation d’un produit.
Facteurs influençant la cinétique : concentration, température, rayonnement. Catalyse homogène, hétérogène et enzymatique.

2/ Notion d’ordre
Définition de l’ordre partiel et de l’ordre global. Lois cinétiques des réactions d’ordre 0, d’ordre 1 et d’ordre 2.
Déterminations expérimentales des ordres.

3/ Énergie d’activation
Définition, détermination expérimentale, ordre de grandeur.

4/ Notion de mécanisme
Réaction élémentaire. Réactions complexes. Molécularité. Approximation de l’état quasi-stationnaire et approximation de l’étape cinétiquement déterminante.
Réactions par stade. Réactions en chaîne.

5/ Intermédiaires réactionnaires
Radicaux, carbocations, carbanions.

II. Chimie Minérale

A. Dioxygène
Obtention et utilisation dans l’industrie.

B. L’eau

1/ L’étude structurale et propriétés physiques.
La molécule géométrie, structure électronique, moment dipolaire. La glace  : structure, liaison hydrogène, propriétés physiques. Le liquide : Structure, propriétés physiques (permittivité relative, capacité calorifique, auto-dissociation, conductivité, mobilité du proton hydraté). Diagramme d’état.

2/ L’eau : exemple de solvant
Réactions acido-basiques, phénomènes de nivellement.
Diagramme potentiel-pH des couples de l'eau
Structure des ions en solutions aqueuses.

3/ Traitement physico-chimique de l’eau 
Osmose inverse, résines échangeuses d’ions, coloration.

C. L’ammoniac 

1/ Industrie :
Aspect thermodynamique et cinétique de la synthèse de NH₃. Origines des matières premières.
Oxydation de NH3. Passage à l’acide nitrique. Synthèse et utilisation d’engrais azotés.

2/ L’ammoniac liquide solvant 
Réactions acido-basiques : nivellement, comparaison avec l’eau.
Réactions d’oxydoréduction : l’électron solvant. Applications.

D. Le chlore et la soude

1/ Électrolyse des solutions aqueuses de NaCI
Utilisation des courbes intensité-potentiel ; importance du choix de l’électrode.

2/ La soude 
Propriétés chimiques. Obtention et utilisations

E. Métallurgie

1/ Pyrométallurgie
Enthalpie libre standard de formation des oxydes, diagrammes d’Ellingham.
Pouvoirs réducteurs de C et CO. Équilibre C-CO-CO2.
Le fer et ses oxydes : élaboration de la fonte et des aciers. Méthodes d’élaboration de métaux usuels.
Exemple de la préparation du zinc.

2/ Hydrométallurgie
Lixiviation, cémentation, électrolyses. Aspects thermodynamique et cinétique.
Exemple de la préparation du zinc.

3/ Corrosion
Corrosion, passivation, immunité, protection , galvanisation.

III. Chimie Organique

A. Stéréochimie des molécules organiques :
Représentation spatiale des molécules : représentation de Cram, projection de Newman et de Ficher.
Analyse conformationnelle : éthane, butane, cyclohexane.
isomérie géométrique (Z,E).
Chiralité, isomérie optique, loi de Biot
Le carbone asymétrique C*.

B. Hydrocarbures

1/ Alcanes
Pétroléochimie.
Mécanisme de substitution radicalaire : l’halogénation.

2/ Alcènes

Structure électronique et géométrique de la liaison C=C. Introduction des paramètres de Hückel ( a et b)
Mécanisme d’addition électrophile : halogènes, hydracides, acide hypochloreux, eau.
Addition radicalaires : HBr présence de peroxydes.
Hydrogénation en catalyse hétérogène.
Epoxydation puis hydrolyse. Syndihydroxylation . Coupure oxydante des alcènes
Préparation des alcènes simples à partir des hydrocarbures fossiles.

Applications industrielles de l’éthylène ; polymérisations, procédés haute et basse température.

C. Composés aromatiques

1/ Le Benzène  : Substitution électrophile aromatiques (SEA) nitration, sulfonation, halogénations, alkylation et arylation, règles de poly-substitution.

2/ Le Phénol : SEA, caractère acide
3/ L’aniline : SEA, caractère basique, couplage diazoïque, réactions de type Sandmeyer.

D. Organomagnésiens
Préparation, conditions expérimentales.
Basicité .
Nucléophilie : réactions sur le groupe carbonyle, sur CO2, sur le groupe nitrile et sur les époxydes.

E. Fonctions monovalentes

1/ Mécanismes réactionnels
Substitutions nucléophiles SN1 et SN2.
Éliminations : E1 et E2

2/ Dérivés monohalogénés
Exemples de substitutions nucléophiles et d’éliminations

3/ Alcools
Fonction simple carbone-oxygène. Passage aux dérivés halogènes, aux éther-oxydes, aux alcènes.
Estérification (thermodynamique, cinétique, mécanisme).
Oxydations.

4/ Amines
Caractère basique.
Réactivités nucléophiles : alkylation, acylation, nitrosation, sulfonation

F. Fonction divalente : les composés carbonylés.
Structure électronique de liaison C=O . Comparaison avec C=C.
Addition nucléophile : addition des organomagnésiens, de l’acide cyanhydrique.
Réduction sur les hydrures.
Acétalisation.
Réactions dues à l’hydrogène en a ; halogénation, aldolisation (cétolisation) et crotonisation, O et C-alkylation.
Addition sur les  a -ènones  : action des organométalliques.
Propriétés réductrices des aldéhydes .

G. Acides carboxyliques et dérivés
Synthèses des esters.
Hydrolyses des esters, des amides, des nitriles (mécanismes).
Synthèse malonique (mécanismes)

H. Notions sur les méthodes physiques d’analyse
Chromatographies. Spectroscopie UV-visible, loi de Beer-Lambert et applications.
Spectroscopie IR et RMN. Spectroscopie de masse.



Annexe 2 : Répartition du programme entre les deux années de préparation

La répartition entre première et deuxième année est fixée de la manière suivante.

Première année :
Chimie générale en entier et Chimie minérale seules les parties A,B,C sont au programme de première année. La sous-partie E.1 peut toutefois être traitée en application du cours de thermodynamique.
Les travaux pratiques de première année soulignent les thèmes abordés dans ces paragraphes.

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Deuxième année
Le programme deuxième année est composé de tout ce qui n'est pas au programme de première année. A savoir, Chimie minérale parties D, et E et Chimie organique.

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Annexe 3 : Épreuves de chimie à l'examen d'entrée en deuxième année.

Écrit : L'examen sera composé d'un problème portant sur le programmes de première année.

Oral : L'examen d'oral sera constitué de deux parties, un exercice et un court exposé.
- L'exercice est une application du programme de première année.
- L'exposé, qui n'est bien évidemment en aucun cas une leçon d'agrégation, porte sur l'un des thèmes suivants :