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Programme
de physique chimie
Rentrée 2000 : classe de seconde
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Les programmes de chimie et de physique de la classe de seconde |
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Enseignement fondamental - Programme de chimie |
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Enseignement fondamental - Programme de physique |
Enseignement fondamental I. « Chimique ou
naturel ? » Objectifs Cette partie commence
par un questionnement des élèves en vue de mettre en
évidence la richesse chimique d'un
« produit » quotidien ; pour cela
l'enseignant s'appuie sur ce que les élèves savent de
la chimie et leur fait découvrir les activités et les
outils du chimiste. Puis, grâce à des séances
pratiques attrayantes, on montre que la chimie est une
science expérimentale dont l'importance pour la
société n'a cessé de croître au cours de l'histoire.
L'ancrage sur des espèces chimiques naturelles a pour
objectif de démythifier la chimie et de susciter une
réflexion sur l'opposition médiatique fréquente entre
chimie et nature. De nombreuses espèces chimiques
présentes dans la nature sont importantes pour l'homme
qui, au cours de son histoire, a cherché à les
exploiter. C'est la raison d'être des approches
expérimentale et historique de l'extraction. Les besoins
et les impératifs économiques ont amené l'homme à ne
pas se limiter aux ressources naturelles et à élaborer
une chimie de synthèse. L'homme ne sait pas synthétiser
toutes les espèces naturelles, qu'il n'a d'ailleurs pas
toutes inventoriées, mais il sait néanmoins
synthétiser des produits qui n'existent pas dans la
nature.
Cette partie permet également de réinvestir les connaissances acquises dans des contextes variés : environnement quotidien, informations par les médias, connaissances antérieures de sciences physiques ou de SVT. Les espèces et les transformations chimiques rencontrées dans cette partie seront reprises, à titre d'exemples, pour illustrer les parties suivantes. Les savoir-faire expérimentaux et les comportements mis en place dans cette partie constituent le fondement d'un bon déroulement des activités ultérieures de la classe de seconde et sont mobilisables dans d'autres disciplines, mais aussi dans la vie quotidienne. 1. La chimie du monde : mise en évidence de l'ubiquité des espèces chimiques |
| Exemples d'activités | Contenus | Connaissances et savoir-faire exigibles |
| « Les 5 sens du
chimiste en éveil » : Quelles sont les « substances » chimiques présentes dans un « produit » de la nature (fruit…) ou dans un « produit » manufacturé (papier…) ? |
1.1. Inventaire et classement de quelques espèces chimiques | |
| Quelles sont les
substances naturelles dans le « produit »
étudié et d'où viennent les autres ? Inventaire et classement des « substances » (naturelles ou de synthèse) en partant de notre environnement quotidien, ou de domaines d'importance économique. Analyse de documents sur l'industrie chimique. |
1.2. Espèces chimiques naturelles et espèces chimiques synthétiques | Savoir que certaines espèces chimiques proviennent de la nature et d'autres de la chimie de synthèse. |
| Commentaires Cette partie n'est
pas conçue pour être traitée en cours magistral, mais
pour susciter des activités - le plus possible par
groupes d'élèves - impliquant observation, lecture
d'étiquettes, analyse de documents, classement… Ces
activités peuvent amener l'élève à suggérer une
expérimentation simple pour tester une hypothèse :
par exemple, si le « produit » choisi est la
pomme, l'élève peut dire que la pomme est acide ;
il a utilisé, en classe de troisième le papier
pH ; il est alors possible de tester l'acidité de
la pomme. Il est également possible de tester la
présence d'eau. Cette partie permet également de
préparer l'élève aux activités du chimiste :
extraction, séparation, analyse et synthèse.
|
| 2. Le monde de la
chimie : approches expérimentale et historique de
l'extraction, de la séparation et de l'identification
d'espèces chimiques |
Exemples d’activités |
Contenus |
Connaissances
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| Activité
documentaire (textes, iconographie, transparents,
vidéo...) concernant les techniques d’extraction,
par exemple enfleurage, entraînement à la vapeur,
distillation, extraction par solvant. Approche expérimentale qualitative du partage d’une espèce chimique entre l’eau et un solvant organique. Á partir
d’un « produit » de la nature : |
2.1. Techniques
d’extraction d’espèces chimiques organiques a) Approche historique b) Principe de l’extraction par solvant c) Extraction d'espèces chimiques à partir d'un « produit » de la nature : extraction par solvant ou par entraînement à la vapeur 2.2.
Séparation et identification d’espèces chimiques |
Interpréter les
informations de l’étiquette d’un flacon
(risques, sécurité, paramètres physiques) comme une
carte d’identité de son contenu. S’informer sur les risques et les consignes de sécurité à respecter lors des manipulations, en particulier des solvants organiques. Reconnaître
et nommer la verrerie de laboratoire employée. |
| Commentaires Concernant le monde
de la chimie, l'accent est mis sur la chimie organique,
à travers des extractions d'espèces prises dans le
monde végétal ou animal, essentiellement autour des
colorants et des parfums.
Le plus souvent l'extraction conduit à un mélange d'espèces chimiques qui, en classe de seconde, ne sont pas isolées. La chromatographie permet de séparer les espèces et d'identifier l'espèce chimique recherchée par comparaison à une référence. Dans cette partie, il s'agit d'observer et de manipuler et non d'expliquer. Les activités sont abordées sous un angle historique et expérimental. En effet à ce niveau, les outils conceptuels dont dispose un élève sortant de troisième ne permettent pas d'expliquer les concepts chimiques sous-jacents. |
| 3. Le monde de la chimie : la synthèse des espèces chimiques au laboratoire et dans l'industrie |
Exemples d’activités |
Contenus |
Connaissances |
| Synthèse (ou
hémisynthèse) d’une ou plusieurs espèces
chimiques, mettant en jeu des techniques simples, telles
que chauffage à reflux, filtration, séparation. Synthétiser une espèce existant dans la nature et, si possible, susceptible d’être extraite. Vérifier à l’aide des acquis expérimentaux antérieurs, qu’une espèce chimique de synthèse est identique à la même espèce chimique contenue dans un extrait naturel. |
3.1 Nécessité de
la chimie de synthèse. Quelques exemples de synthèse dans la chimie lourde et dans la chimie fine (à haute valeur ajoutée) à partir des matières premières de la nature et en fonction des besoins des consommateurs. 3.2. Synthèse d'une espèce chimique 3.3. Caractérisation d’une espèce chimique synthétique et comparaison avec un extrait naturel comportant la même espèce chimique que l’espèce synthétisée. |
Suivre un
protocole de synthèse en respectant les consignes
(sécurité, protection de l’environnement). Proposer une méthode expéri-mentale pour comparer deux espèces chimiques. Interpréter, discuter et présenter les résultats d’une analyse comparative. |
| Commentaires Les exemples de
synthèse présentés ou réalisés sont pris en chimie
organique, par exemple synthèse d'un polymère, d'un
médicament, d'un colorant, d'un arôme, d'un savon.
L'important dans cette partie est de montrer que l'on peut synthétiser une espèce chimique identique à une espèce naturelle. Toutefois l'étude d'espèces tirées du monde minéral pourra être développée dans l'enseignement thématique. L'ensemble de cette partie est fondé sur l'approche expérimentale permettant à l'élève de s'approprier les techniques de base d'un laboratoire de chimie. Dans le cas des synthèses impliquant un chauffage à reflux, l'enseignant présente la nécessité et le fonctionnement d'un montage à reflux (à eau comme à air). L'enseignant adopte une écriture simplifiée des réactions chimiques pour les transformations décrites, en se limitant aux appellations ou aux formules brutes des espèces chimiques indiquées sur les étiquettes des emballages. Il ne fait pas appel à une écriture détaillée qui sera abordée ultérieurement dans la troisième partie du programme. Les connaissances et savoir-faire exigibles dans cette première partie sont à considérer comme des acquis en fin de classe de seconde ; ils seront donc travaillés toute l'année. |
II. Constitution de la matière Objectifs Cette deuxième
partie donne une description microscopique de la matière
à l'aide de modèles simples pour la constitution des
atomes, des ions et des molécules et introduit le
concept d'élément et de sa conservation au cours d'une
transformation chimique.
L'enseignant sensibilise l'élève à la notion de modèle et à ses limites : modèle de l'atome, modèle du cortège électronique pour l'atome et modèle de Lewis de la liaison covalente pour les molécules. Les modèles mis en place permettent de rendre compte de la formule et de la géométrie des molécules (et éventuellement de les prévoir). Dans une molécule la disposition relative des atomes est interprétée comme résultant de la minimisation des interactions répulsives entre paires d'électrons autour d'un atome central. Par une démarche historique et l'utilisation de logiciels l'enseignant explore avec les élèves la classification périodique des éléments, donnant ainsi l'occasion à l'élève de mener une démarche documentaire avec différents outils et différents objectifs. La notion de famille chimique est introduite à partir de la classification périodique. La progression proposée place la classification périodique après les édifices chimiques, ce qui permet de réinvestir les connaissances acquises sur les molécules et de suggérer des analogies par familles. 1. Des modèles simples de description de l'atome |
Exemples d’activités |
Contenus |
Connaissances |
Qu’est-ce
qui se conserve au cours d’une transformation ? |
1.1. Un modèle de
l’atome Noyau (protons
et neutrons), électrons : Masse : Dimension : 1.2. L’élément chimique Définition
des isotopes. 1.3. Un modèle du cortège électronique Répartition
des électrons en différentes couches, appelées K, L,
M. |
Connaître la
constitution d’un atome. Connaître et
utiliser le symbole Savoir que l’atome est électriquement neutre. Savoir que la masse de l’atome est essentiellement concentrée dans son noyau. Évaluer la masse d’un atome, en faisant la somme de celles de ses protons et de ses neutrons. Connaître
la définition de isotopes. |
| Commentaires L'enseignant porte
une attention particulière au vocabulaire employé et à
sa définition, en particulier espèce chimique dans le
cadre d'une description macroscopique et entité chimique
dans le cadre d'une description microscopique de la
matière.
 est le symbole d'un
noyau de numéro atomique Z et de nombre de nucléons A
(par souci de ne pas multiplier les termes, celui de
nucléide, comme celui de nombre de masse, ne sont pas
utilisés).Il peut être intéressant de faire appel à l'expérience historique de Rutherford, en introduction ou en application du modèle de l'atome et de sa structure lacunaire. En utilisant les puissances de dix et les proportions, il est judicieux de faire des changements d'échelle illustrant l'ordre de grandeur des rayons du noyau et de l'atome (mettant en évidence la structure lacunaire de la matière) et de comparer les masses volumiques des noyaux et des atomes (en lien avec le programme de physique : de l'atome aux galaxies). Dans l'approche expérimentale de la conservation, l'objectif est de sensibiliser l'élève au fait que lors d'une transformation, il y a conservation de l'élément. Il paraît souhaitable que cette activité expérimentale ait lieu avant le cours et que l'élève découvre, à travers l'expérience, la conservation des différents éléments impliqués lors d'une succession de transformations chimiques. Les transformations au cours desquelles les éléments ne sont pas conservés (réactions nucléaires) peuvent être évoquées (par exemple : réactions nucléaires dans le Soleil et les étoiles, celles vues en S.V.T). L'énergie est absente du programme de seconde. En conséquence tout vocabulaire ayant une connotation énergétique est évité. Toutefois l'enseignant peut signaler que dans l'atome les électrons ne sont pas tous également liés. Il insiste sur le nombre d'électrons de la couche externe de l'atome, qui détermine la construction des édifices chimiques. Le modèle des cases quantiques ou un modèle analogue n'est pas utilisé, de même que les représentations de Lewis des atomes avec les électrons associés en doublets. Ceci n'induit pas de représentations erronées de la répartition spatiale et de l'énergie des électrons autour d'un atome. |
| 2. De l'atome aux édifices chimiques |
Exemples d’activités |
Contenus |
Connaissances |
| Écriture des
formules développées, semi-développées et brutes. Utilisation des modèles moléculaires ou des logiciels* de visualisation moléculaire, pour illustrer la structure atomique des petites molécules. Représentation de Cram des molécules modélisées. Illustration de la notion d’isomérie sur des exemples simples. Utilisation de logiciels* pour visualiser quelques modèles de molécules vues en première partie et dans le programme de SVT. |
2.1. Les règles
du « duet » et de l’octet a) Enoncé
des règles de stabilité des atomes de gaz nobles (ou
« rares »), inertie chimique. 2.2.
La géométrie de quelques molécules simples. |
Connaître les
règles du « duet » et de l’octet et
savoir les appliquer pour rendre compte des charges des
ions monoatomiques existants dans la nature. Donner la représentation de Lewis de quelques molécules simples : H2, Cl2, HCl, CH4, NH3, H2O, C2H6, O2, N2, C2H4, CO2. Représenter
des formules développées et semi-développées
compatibles avec les règles du « duet » et
de l’octet de quelques molécules simples, telles
que C4H10 , C2H6O,
C2H7N. |
| Les activités pouvant mettre en jeu les technologies de l'information et de la communication sont repérées par un astérisque. |
| Commentaires Mis à part les gaz
nobles (ou gaz « rares »), les atomes ne
restent pas isolés sur Terre. Ils s'assemblent pour
donner des molécules. Ils peuvent aussi gagner ou perdre
des électrons pour donner des ions. En l'absence de
critères énergétiques, l'enseignant se limite à
l'énoncé et à l'application de
« règles », en l'occurrence, celles du
« duet « et de l'octet.
L'enseignant fait la distinction entre les électrons engagés dans les liaisons covalentes (doublets liants) et les électrons non engagés dans ces liaisons (doublets non liants). Les représentations de Lewis des molécules présentent les doublets liants et non liants sous forme de tirets. Les entités n'obéissant pas à la règle de l'octet, comme certains oxydes d'azote par exemple, ne sont pas traitées. Elles peuvent cependant être évoquées pour sensibiliser les élèves aux limites d'un modèle (modèle de Lewis en l'occurrence). Pour établir la représentation d'une molécule, on procède par exploration systématique : les électrons des couches externes des atomes présents dans la molécule sont dénombrés, puis associés en doublets ; les doublets sont ensuite répartis entre les atomes (doublets liants) ou autour des atomes (doublets non liants) de façon à satisfaire les règles du « duet » et de l'octet. Les élèves explorent donc plusieurs représentations de Lewis dont ils ne conservent que celles obéissant aux règles. Les liaisons multiples et la notion d'isomérie émergent alors naturellement (à une seule formule brute peuvent correspondre plusieurs formules développées). L'enseignant veille à contextualiser les molécules étudiées, par exemple en spécifiant que le méthane est le gaz naturel. L'objectif est de rattacher les structures à des réalités chimiques. La géométrie de molécules simples contenant des atomes de C, H, O, N, est expliquée à l'aide de la répulsion des doublets liants et non liants qui entourent l'atome central. La méthode VSEPR n'est ni nommée, ni développée. L'enseignant précise les conventions de la représentation de Cram :
|
| 3. La classification périodique des éléments |
Exemples d’activités |
Contenus |
Connaissances et savoir-faire exigibles |
| Comment Mendeleïev a
t-il procédé pour établir sa classification ? Activité documentaire et utilisation de multimédias* sur la classification périodique : histoire de la découverte de quelques éléments, étude de la démarche de Mendeleïev à partir de la réactivité chimique. Comment évoluent les
rayons atomiques dans le tableau ? |
3.1.
Classification périodique des éléments. La démarche de Mendeleiev pour établir sa classification ; son génie, ses erreurs. Les critères actuels de la classification : Z et les électrons de la couche externe. 3.2.
Utilisation de la classification périodique. |
En utilisant la
classification périodique, retrouver la charge des ions
monoatomiques et le nombre de liaisons que peuvent
établir les éléments de chacune des familles de la
colonne du carbone, de l’azote, de l’oxygène
et du fluor. Localiser, dans la classification périodique, les familles des alcalins, des halogènes et des gaz nobles (ou « rares »). |
III. Transformations de la matière) Objectifs La troisième partie
porte sur la transformation chimique d'un système. Un
des objectifs spécifiques de la classe de seconde est
d'établir un bilan de matière ; pour ce faire, à la
transformation chimique d'un système est associée une
réaction chimique qui rend compte macroscopiquement de
l'évolution du système et qui donne lieu à une
écriture symbolique appelée équation.
Lorsqu'ultérieurement la cinétique d'évolution du
système sera abordée, il sera nécessaire de mettre en
place un modèle plus élaboré faisant intervenir des
intermédiaires réactionnels et les équations
correspondantes. Le modèle et ses limites restent donc
au cœur de cette partie.
L'étude de la transformation chimique d'un système commence par la mise en place d'outils de description macroscopique du système impliquant la définition de la mole. L'enseignant fait bien la distinction entre la transformation subie par le système et la réaction chimique qui modélise cette transformation. Aussi souvent que possible, les manipulations servent de support introductif à cette approche pour essayer de remédier aux difficultés actuelles rencontrées par les élèves. Il s'agit ensuite, en s'aidant d'un outil - un tableau descriptif du système au cours de la transformation - d'analyser cette transformation, en introduisant la notion d'avancement, et d'établir un bilan de matière. L'élève doit être capable d'écrire les nombres stœchiométriques de l'équation en respectant les lois de conservation des éléments et des charges et de comprendre qu'une transformation chimique ne nécessite pas que les réactifs soient dans des proportions particulières dans l'état initial. Les élèves seront formés à l'utilisation d'un vocabulaire précis et à l'appropriation d'outils commodes pour décrire et analyser une transformation, selon une progression en difficultés croissantes utilisant l'avancement. L'élaboration que l'enseignant fait avec l'élève de ce bilan de matière est essentielle pour la validation du modèle proposé. Toutefois aucune compétence n'est exigible sur ce bilan de matière. L'ensemble de cette présentation sera reprise au début de l'enseignement de la chimie en classe de première scientifique. Des illustrations expérimentales sont utilisées pour s'approprier le concept de transformation chimique (état initial et état final) et permettent de vérifier la validité d'un modèle proposé de réaction chimique pour rendre compte de l'évolution d'un système subissant une transformation chimique. 1. Outils de description d'un système |
Exemples d’activités |
Contenus |
Connaissances
et |
| Comment peut-on
mesurer une quantité de matière ? Prélèvement d’une même quantité de matière (en mol) pour différentes espèces chimiques. Opérations expérimentales de dissolution d’espèces moléculaires (sucres, diiode (en raison de sa couleur), alcool…) et opérations de dilution de solutions. Opérations expérimentales de dilution de solutions courantes (colorants, sulfate de cuivre…). Mise en œuvre ou élaboration d’un protocole de dissolution ou de dilution. Réalisation d’échelles de teintes et applications (par exemple avec le diiode). |
1.1. De
l’échelle microscopique à l’échelle
macroscopique : la mole Unité de la quantité de matière : la mole. Constante d'Avogadro, NA Masse molaire « atomique » : M (g.mol-1). Masse molaire moléculaire. Volume molaire Vm (L.mol-1) à T et P. 1.2. Concentration
molaire des espèces moléculaires en solution. Dilution d’une solution. |
Calculer une masse
molaire moléculaire à partir des masses molaires
atomiques. Déterminer une quantité de matière (exprimée en mol) connaissant la masse d’un solide ou le volume d’un liquide ou d’un gaz. Prélever une quantité de matière d’une espèce chimique donnée en utilisant une balance, une éprouvette graduée ou une burette graduée. Savoir
qu'une solution peut contenir des molécules ou des ions. Utiliser une balance et la verrerie de base qui permet de préparer une solution de concentration donnée (pipette graduée ou jaugée, poire à pipeter, burette, fiole jaugée). Connaître l’expression de la concentration molaire d’une espèce moléculaire dissoute et savoir l’utiliser. |
| Commentaires
Les
paramètres nécessaires à la description du système
sont : la pression P, la température T (en lien
avec le programme de physique), la nature des espèces
chimiques présentes, leur état (solide, s, liquide, l, gazeux, g, solution,
le plus souvent aqueuse, aq ) et leurs quantités
respectives. Pour cette description, on effectue le
passage de l'échelle microscopique à l'échelle
macroscopique en définissant l'unité de quantité de
matière (la mole) et la concentration molaire en
solution, en se limitant aux espèces moléculaires.
La constante d'Avogadro permet de faire un changement d'échelle : passage du niveau microscopique (atome, molécule ou ion : m 10-26 kg) à un niveau macroscopique (la mole d'atomes, de molécules ou d'ions dont la masse avoisine quelques g ou dizaines de g). Une évaluation de la constante d'Avogadro permet de mieux s'approprier la définition de la mole. À ce stade de l'enseignement de la chimie, il est précisé que le volume molaire (Vm) est fonction des conditions de température T et de pression P. Dans le cas des gaz, il est introduit en physique dans le modèle du gaz parfait. L'emploi des guillemets dans masse molaire « atomique » a pour objectif de mettre en évidence qu'il s'agit en réalité de la masse d'une mole d'atomes à l'état naturel (ce qui revient à considérer les abondances isotopiques naturelles). Seules les espèces moléculaires sont utilisées pour illustrer l'opération de dissolution en vue de l'obtention d'une solution de concentration donnée (on considère que le diiode en solution est une espèce moléculaire, autrement dit la présence des ions I-3 n'est pas mentionnée. Attention ! les cristaux de diiode sont toxiques. Il est donc conseillé de diluer une solution déjà préparée). Ce n'est qu'au début de la classe de premières que la réaction de dissolution des espèces ioniques sera écrite et qu'il pourra être exigé de calculer les concentrations molaires des ions. Néanmoins, en classe de seconde, on peut présenter des expériences dans lesquelles les solutions résultent de la dissolution de solides ioniques. On donne alors les concentrations (colorants ou sulfate de cuivre, par exemple) et ces solutions ne peuvent donner lieu qu'à des opérations de dilution. |
| 2. Transformation chimique d'un système |
Exemples d’activités |
Contenus |
Connaissances et savoir-faire exigibles |
| Comment décrire le
système chimique et son évolution ? A l’aide d’expériences simples à analyser, et sur la base des hypothèses formulées par les élèves, caractérisation des espèces chimiques présentes dans l’état initial (avant transformation du système) et des espèces chimiques formées : - lame de cuivre dans solution de nitrate d’argent, - poudre de fer dans solution de sulfate de cuivre, - combustions du carbone, d’alcanes ou d’alcools dans l’air ou le dioxygène, - réaction du sodium et du dichlore, - réactions de synthèse vues dans la première partie, - précipitation de l’hydroxyde de cuivre…
Mise en évidence expérimentale de l’influence des quantités de matière des réactifs sur l’avancement maximal et vérification expérimentale de la validité d’un modèle proposé de réaction chimique pour décrire l’évolution d’un système chimique subissant une transformation : acide éthanoïque sur l’hydrogénocarbonate de sodium. |
2.1. Modélisation
de la transformation : réaction chimique Exemples de transformations chimiques. État initial et état final d’un système. Réaction chimique. Écriture symbolique de la réaction chimique : équation. Réactifs et produits. Ajustement des nombres stœchiométriques. 2.2.
Bilan de matière |
Décrire un système. Écrire l’équation de la réaction chimique avec les nombres stœchiométriques corrects. |
| Commentaires La réaction chimique
donne lieu à une écriture symbolique appelée
équation. L'enseignant insiste sur le fait que la
conservation des éléments et des charges au cours de la
transformation chimique d'un système se traduit par
l'ajustement des nombres stœchiométriques dans
l'équation (il justifie que l'on dise conservation des
éléments et non plus comme en classe de 4e
conservation des atomes).
Dans cette équation, les réactifs sont les espèces chimiques écrites dans le membre de gauche et les produits sont les espèces chimiques écrites dans le membre de droite. Si on prend l'exemple de la synthèse de l'eau dans les conditions ambiantes (1 bar, 25°C), on peut réaliser le bilan de matière, en considérant que la formation de 2 moles d'eau s'accompagne de la consommation de 2 moles de dihydrogène et d'une mole de dioxygène. Cette réaction chimique s'écrit de façon symbolique : 2H2 (g)+ O2 (g) ® 2H2O (l). La réaction chimique
est écrite, en classe de seconde, avec pour symbolisme
la simple flèche : ® .
Outre sa cohérence avec le programme de troisième, ce
symbolisme précise, de façon condensée, dans quelle
direction le système évolue dans les conditions de
l'expérience. La réaction ne préjuge en rien de ce qui
se passe au niveau microscopique et qui est la cause de
l'évolution du système. Pour définir la transformation
chimique d'un système, l'enseignant choisit des exemples
simples parmi ceux déjà rencontrés au collège et ceux
proposés lors des synthèses développées dans la
première partie.
Toujours dans le cadre du programme de seconde : - les quantités de matière des espèces chimiques présentes dans le système au cours de la transformation chimique s'expriment à l'aide d'une grandeur (en mol, notée x par exemple), identifiée à un avancement, - seules sont envisagées des transformations qui s'achèvent quand l'un des réactifs, appelé réactif limitant, a disparu. L'avancement final atteint se confond alors avec l'avancement maximal. Il existe des cas, qui seront rencontrés dans le cursus scientifique ultérieur, où l'avancement final n'est pas l'avancement maximal (estérification, dissociation des acides ou des bases faibles dans l'eau, par exemple). Au-delà de l'utilisation de la simple flèche : ® , l'enseignant propose aux élèves d'utiliser un tableau, considéré comme un outil, pour décrire et analyser l'évolution d'un système; il adopte une progression en difficultés croissantes : dans un premier temps l'enseignant considère des réactions dont l'équation ne présente que des nombres stœchiométriques égaux à 1 ; dans un deuxième temps, il considère des réactions dont l'équation présente au moins un nombre stœchiométrique égal à 1 ; enfin une généralisation pourra être établie avec des nombres quelconques. L'enseignant décide à quel niveau de difficultés il arrête sa progression et définit les connaissances et savoir-faire exigibles des élèves en conséquence. Exemple de tableau en reprenant le cas de la synthèse de l'eau : |
| Équation | O2 (g) + 2H2 (g) ® 2H2O (l) | ||||
État du système |
Avancement |
Moles de dioxygène |
Moles de dihydrogène |
Moles d’eau |
|
État initial |
0 |
3 |
1 |
0 |
|
| Au cours de la transformation | x |
3 - x |
1 - 2x |
2x |
|
État final |
xmax |
||||
L'avancement
maximal, xmax est obtenu en écrivant que les
quantités de chaque espèce chimique sont
nécessairement positives.: 2x > 0 ; 3 - x > 0 ; 1
- 2x > 0
Il est alors possible de déterminer xmax(en l'occurrence : 1/2). Le tableau peut alors être complété. Remarque : l'IUPAC recommande d'utiliser le signe = pour exprimer la relation stœchiométrique (qui ne présuppose pas dans quelle direction le système évolue) et donc mener une activité de calcul sur la transformation chimique considérée. En classe de seconde il est prématuré d'introduire un symbolisme supplémentaire. Le
bilan de matière peut aussi se présenter sous la
forme : |
| Etat initial (P, T) O2 : 3 mol H2 : 1 mol |
Transformation chimique ® | Etat final (P, T) O2 : 5/2 mol H2O : 1 mol |
Afin de
traiter le bilan matière (2.2), on pourrait adopter la
progression suivante (qui reviendrait à consacrer 2 TP
et 2 h en classe entière) avec un exemple ayant fait
l'objet d'une approche expérimentale (l'acide
éthanoïque sur l'hydrogénocarbonate de sodium convient
parfaitement) :
1. Approche qualitative expérimentale et observations : système, état initial, état final, caractérisation des espèces, réactif limitant. L'enseignant fait soigneusement la différence entre la transformation étudiée et les tests utilisés pour caractériser les réactifs ou les produits. 2. Approche quantitative : l'enseignant mène une discussion avec les élèves en vue de formaliser les observations qu'ils ont faites. Il introduit l'avancement et met en place l'outil (construction du tableau avec les élèves). 3. Vérification expérimentale de la validité d'un modèle proposé de la réaction chimique. En exploitant la même réaction chimique que lors des approches qualitative et quantitative (points 1 et 2) les élèves vont être à même d'exploiter les observations faites, de réaliser des mesures et de mener les calculs permettant de « compléter » le tableau. L'utilisation d'un tableur peut permettre la simulation de l'évolution des quantités de matière au cours de la transformation et éventuellement le tracé de ces évolutions en fonction de l'avancement pour visualiser l'arrêt de la transformation lors de l'épuisement d'un réactif. Il serait cependant dommage qu'il détourne l'attention des élèves de l'objectif recherché : établir un bilan de matière. |
| M I C R O M É G A - H A T I E R |
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