Différences

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 Article [[http://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/ed500658s|Implementing an Equilibrium Law Teaching Sequence for Secondary School Students To Learn Chemical Equilibrium]] Marco Ghirardi, Fabio Marchetti, Claudio Pettinari, Alberto Regis, and Ezio Roletto, J. Chem. Educ., 2015, 92 (6), pp 1008–1015 DOI: 10.1021/ed500658s Résumé de C.M. 2015-2016
-{{  https://pubs.acs.org/appl/literatum/publisher/achs/journals/content/jceda8/2015/jceda8.2015.92.issue-6/ed500658s/20150603/images/medium/ed-2014-00658s_0001.gif  }}
+{{  https://pubs.acs.org/na101/home/literatum/publisher/achs/journals/content/jceda8/2015/jceda8.2015.92.issue-6/ed500658s/20150603/images/medium/ed-2014-00658s_0001.gif  }}
+FIXME : formatage à achever...
 ===== Sujet de l'article =====
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 aA + bB ⇌ cC + dD
-v directe = v inverse
+v directe = v inverse, d'où :
-[C] [D]
- [A]
+$\frac{[C]^x[D]^y}{[A]^m[B]^n} = \frac{k_{directe}}{k_{inverse}} = K_{eq}$
-m [B]n =
-x
-y
-kdirecte
-kinverse
-= K eq
 Cependant, cette procédure n’est pas correcte car les exposants m, n, x et y, sauf pour les réactions élémentaires, ne coïncident pas avec les coefficients stœchiométriques et doivent être déterminés expérimentalement.
 Les auteurs ont choisi comme critère de comparer le quotient de réaction (Qr) et la constante d’équilibre (Kc).
 ===== D’un état de non équilibre vers un état d’équilibre =====
+activités sont proposées aux étudiants pour aider à leur compréhension de la notion d’équilibre. Les étudiants doivent prédire, en justifiant correctement, l’évolution de systèmes chimiques sur base de différentes situations. Ces activités sont basées sur l’équation de la réaction :
-activités sont proposées aux étudiants pour aider à leur compréhension de la notion
+PhOH (aq) + NH3 (aq) ⇌ PhO-(aq) + NH4+(aq)
-d’équilibre. Les étudiants doivent prédire, en justifiant correctement, l’évolution de
-systèmes chimiques sur base de différentes situations. Ces activités sont basées sur
-l’équation de la réaction :
-PhOH (aq) + NH 3 (aq)  PhO -(aq) + NH 4+(aq)
 ==== Activité 1 ====
-Les étudiants doivent prédire l’évolution de la réaction sur base d’un tableau donnant la
+Les étudiants doivent prédire l’évolution de la réaction sur base d’un tableau donnant la concentration des réactifs et des produits. Pour cette activité, l’enseignant propose aux étudiants deux systèmes chimiques : un système où les réactifs sont présents au départ mais pas les produits et un second système où les produits sont présents au départ mais pas les réactifs.
-concentration des réactifs et des produits. Pour cette activité, l’enseignant propose aux
-étudiants deux systèmes chimiques : un système où les réactifs sont présents au départ
-mais pas les produits et un second système où les produits sont présents au départ mais
-pas les réactifs.
-Les élèves apportent des explications téléologiques du genre « les réactifs sont
+Les élèves apportent des explications téléologiques du genre « les réactifs sont consommés pour obtenir les produits. L’enseignant doit alors expliquer la différence entre une explication téléologique et une explication scientifique et proposer une conclusion : dans le premier système, où seuls les réactifs sont présents, la transformation chimique se déroule vers la droite ; dans le second système, où seuls les produits sont présents, la transformation chimique se déroule vers la gauche.
-consommés pour obtenir les produits. L’enseignant doit alors expliquer la différence entre
-une explication téléologique et une explication scientifique et proposer une conclusion :
-dans le premier système, où seuls les réactifs sont présents, la transformation chimique
-se déroule vers la droite ; dans le second système, où seuls les produits sont présents, la
-transformation chimique se déroule vers la gauche.
 ==== Activité 2 ====
+Pour cette activité, l’enseignant propose aux étudiants deux systèmes chimiques : un système où les réactifs et un seul des deux produits sont présents au départ et un second système où les produits et un seul des deux réactifs sont présents au départ.
-Pour cette activité, l’enseignant propose aux étudiants deux systèmes chimiques : un
-système où les réactifs et un seul des deux produits sont présents au départ et un second
-système où les produits et un seul des deux réactifs sont présents au départ.
 ==== Activité 3 ====
+Pour cette activité, l’enseignant propose aux étudiants deux systèmes chimiques : dans les deux systèmes un des réactifs et un des deux produits sont présents au départ.
-Pour cette activité, l’enseignant propose aux étudiants deux systèmes chimiques : dans
-les deux systèmes un des réactifs et un des deux produits sont présents au départ.
 ==== Activité 4 ====
+Pour cette activité, l’enseignant propose aux étudiants deux systèmes chimiques : un système où les réactifs et les produits sont tous présents au départ avec la même concentration et un second système où les réactifs et les produits sont tous présents au départ mais avec des concentrations différentes. Cette activité permet de mettre en évidence certaine fausses conceptions des étudiants prétendant qu’à l’équilibre les réactifs et les produits ont la même concentration ou encore prétendant que la réaction va soit vers la droite soit vers la gauche. Cela permet de leur faire comprendre qu’on a besoin d’un critère prédictif pour pouvoir prédire l’évolution de la réaction et qu’à l’équilibre deux réactions opposées se déroulent en même temps.
-Pour cette activité, l’enseignant propose aux étudiants deux systèmes chimiques : un
-système où les réactifs et les produits sont tous présents au départ avec la même
-concentration et un second système où les réactifs et les produits sont tous présents au
-départ mais avec des concentrations différentes.
-Cette activité permet de mettre en évidence certaine fausses conceptions des étudiants
-prétendant qu’à l’équilibre les réactifs et les produits ont la même concentration ou encore
-prétendant que la réaction va soit vers la droite soit vers la gauche. Cela permet de leur
-faire comprendre qu’on a besoin d’un critère prédictif pour pouvoir prédire l’évolution de
-la réaction et qu’à l’équilibre deux réactions opposées se déroulent en même temps.
 ===== La constante d’équilibre =====
+Via l’activité 4, les élèves découvrent qu’on a besoin d’un critère pour prédire l’évolution d’un système d’un état initial vers un état final d’équilibre. La logique derrière une constante d’équilibre c’est que les concentrations à l’équilibre des produits et des réactifs sont constantes et différentes de zéro, les étudiants doivent donc trouver une relation mathématique entre les concentrations en réactifs et en produits qui gardent une valeur constante. L’enseignant propose alors 4 nouvelles activités afin de déterminer la constante d’équilibre.
-Via l’activité 4, les élèves découvrent qu’on a besoin d’un critère pour prédire l’évolution
-d’un système d’un état initial vers un état final d’équilibre.
-La logique derrière une constante d’équilibre c’est que les concentrations à l’équilibre des
-produits et des réactifs sont constantes et différentes de zéro, les étudiants doivent
-donc trouver une relation mathématique entre les concentrations en réactifs et en
-produits qui gardent une valeur constante.
-L’enseignant propose alors 4 nouvelles activités afin de déterminer la constante
-d’équilibre.
 ==== Activité 5 ====
 Soit l’équation de la réaction :
-H 2 (g) + I 2 (g)  2 HI (g)
-systèmes chimiques basés sur cette réaction sont proposés aux étudiants. Ces systèmes
-donnent les concentrations à l’équilibre des espèces chimiques présentes dans la réaction.
-Sur base des données, les élèves doivent trouver une relation mathématique qui a une
+H 2 (g) + I 2 (g) ⇌ 2 HI (g)
-valeur constante et qui fournit une indication sur le sens de la réaction. Ils arrivent alors
-à l’expression de la loi de Guldberg et Waage.
+systèmes chimiques basés sur cette réaction sont proposés aux étudiants. Ces systèmes donnent les concentrations à l’équilibre des espèces chimiques présentes dans la réaction.
+Sur base des données, les élèves doivent trouver une relation mathématique qui a une valeur constante et qui fournit une indication sur le sens de la réaction. Ils arrivent alors à l’expression de la loi de Guldberg et Waage.
 ==== Activité 6 ====
+Les élèves repartent de l’activité 4, l’enseignant donne la valeur de la constate d’équilibre à 20°C et les étudiants doivent déterminer un critère permettant de prédire l’évolution du système. Les élèves découvrent alors qu’il faut comparer le quotient de réaction avec la constante d’équilibre donnée. On leur demande alors d’appliquer cela aux activités 1, 2 et 3, les élèves constatent que pour les activités 1 et 2, il ne faut pas comparer Qr et Kc car aucune transformation chimique ne peut se produire. Ceci permet de développer l’esprit critique des étudiants.
-Les élèves repartent de l’activité 4, l’enseignant donne la valeur de la constate d’équilibre
-à 20°C et les étudiants doivent déterminer un critère permettant de prédire l’évolution
-du système. Les élèves découvrent alors qu’il faut comparer le quotient de réaction avec
-la constante d’équilibre donnée. On leur demande alors d’appliquer cela aux activités 1, 2
-et 3, les élèves constatent que pour les activités 1 et 2, il ne faut pas comparer Q r et K c
-car aucune transformation chimique ne peut se produire. Ceci permet de développer
-l’esprit critique des étudiants.
 ==== Activité 7 ====
+Deux réactions chimiques sont proposées aux élèves : une réaction où les composés sont à l’état gazeux et une réaction où certains composés sont à l’état solide. Les élèves doivent calculer la constante d’équilibre de ces deux réactions. Cette activité a pour but de :
-Deux réactions chimiques sont proposées aux élèves : une réaction où les composés sont
+  * permettre aux étudiants de s’entraîner à calculer des constantes d’équilibre
-à l’état gazeux et une réaction où certains composés sont à l’état solide. Les élèves doivent
+  * montrer que la concentration des composés à l’état solide ne doivent pas être présentes dans le calcul de la constante d’équilibre
-calculer la constante d’équilibre de ces deux réactions.
+  * expliquer que dans le cas des composés gazeux, la constante peut être exprimée en termes de pressions partielles
-Cette activité a pour but de :
-- permettre aux étudiants de s’entraîner à calculer des constantes d’équilibre
-- montrer que la concentration des composés à l’état solide ne doivent pas être présentes
-dans le calcul de la constante d’équilibre
-- expliquer que dans le cas des composés gazeux, la constante peut être exprimée en
-termes de pressions partielles
 ==== Activité 8 ====
 Soit l’équation de la réaction :
-Fe 3+(aq) + Ag (s)  Ag +(aq) + Fe 2+(aq)
-Au départ, seul le Ag (s) n’est pas présent. L’enseignant donne la valeur de K c . Les élèves
-doivent prédire l’évolution du système sur base de la comparaison du quotient de réaction
-et de la constante d’équilibre. Ils remarquent alors que la réaction doit évoluer vers la
-droite, or sans la présence d’Argent au départ, la réaction ne peut se dérouler. Les
-étudiants découvrent alors la limite de l’utilisation de la comparaison de Q r et K c . Par
-conséquent, les prévisions doivent être effectuées à la lumière de l’état actuel du
-système.
-===== Conclusion =====
+Fe 3+(aq) + Ag (s) ⇌ Ag +(aq) + Fe 2+(aq)
+Au départ, seul le Ag (s) n’est pas présent. L’enseignant donne la valeur de K c . Les élèves doivent prédire l’évolution du système sur base de la comparaison du quotient de réaction et de la constante d’équilibre. Ils remarquent alors que la réaction doit évoluer vers la droite, or sans la présence d’Argent au départ, la réaction ne peut se dérouler. Les étudiants découvrent alors la limite de l’utilisation de la comparaison de Q r et K c . Par conséquent, les prévisions doivent être effectuées à la lumière de l’état actuel du système.
+===== Conclusion =====
 Les étudiants n’ont pas été passifs dans la découverte de la constante d’équilibre et dans leur compréhension de l’état d’équilibre dynamique. Les activités proposées permettent de révéler les fausses conceptions que les étudiants peuvent avoir et d’y remédier.