Étude didactique de l’enseignement de la quantité de matière en seconde générale et technologique

Etat de l’art

Aperçu historique

Pour mieux comprendre les difficultés auxquelles se heurtent les élèves, il nous semble important de faire une étude de l’historique de la notion de quantité de matière. La notion de « quantité de matière » qui s’exprime en moles est très récente. En effet, elle a été définie et est entrée dans le système international en 1971 par la 14ème conférence des poids et mesures (CGPM), soit il y a moins de 50 ans. Les premières questions qui nous sont venues à l’esprit lorsque nous avons pris pleinement conscience de cela sont : « Pourquoi il a été nécessaire d’introduire cette nouvelle unité ? Comment les chimistes s’y prenaient-ils précédemment ? ». Avant d’y répondre, il est intéressant de retracer l’histoire à partir du début du 19ème siècle, lorsque Dalton définit le poids atomique, jusqu’à nos jours. En 1775, Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794), qui est considéré par certains comme le père de la chimie, fait des expériences de combustion en utilisant systématiquement une balance. Il énonce dans son traité élémentaire de la chimie de 1789 : « …on peut poser en principe que dans toute opération, il y a une égale quantité de matière avant et après l’opération, que la qualité et la quantité des principes sont les mêmes, et qu’il n’y a que des changements, des modifications ». (Lavoisier, 1789, p. 141) Il faut noter que ce que Lavoisier appelle ici principes est ce que l’on appelle couramment éléments. De plus, comme la notion de quantité de matière n’avait pas été définie auparavant, nous supposons (sans certitude) qu’il faut comprendre ici que la masse est conservée. De plus, quand il ajoute que la qualité et la quantité des principes sont les mêmes, c’est selon nous la conservation des éléments (conservation de la masse et de la nature des éléments). C’est lui qui a montré que l’eau était un corps composé et qui établit pour la première fois la notion de corps simple ou d’éléments par opposition aux corps composés : «Toutes les substances que nous n’avons encore pu décomposer par aucun moyen, sont pour nous des éléments […], nous ne devons les supposer composés qu’au moment où l’expérience & l’observation nous en auront fourni la preuve.» (Lavoisier, Traité élémentaire de Chimie, 1789, pp. xvij-xviij) Quelques années plus tard en 1794, Joseph-Louis Proust (1754-1826) a énoncé la loi des proportions définies : La proportion selon laquelle deux éléments se combinent ne peut pas varier de façon continue (Perrin, 1913, p. 13). C’est à dire qu’il n’existe qu’un nombre fini de composés définis possibles en partant de plusieurs corps simples.  Pour le physicien anglais John Dalton (1766-1844) cette loi peut s’expliquer par le fait que toutes les substances sont composées d’atomes qui se combinent entre eux pour former des corps composés. Cela suggère immédiatement une autre loi énoncée par Dalton en 1801, la loi des proportions multiples : « Si l’on prend on hasard deux composés définis dans la multitude de ceux qui contiennent les corps simples A et B, et si l’on compare les masses de l’élément B qui s’y trouve unies a une même masse de l’élément A, on trouve que ces masses sont généralement dans un rapport très simple. » (Perrin, 1913, p. 14) Il est important de rappeler qu’à l’époque la théorie atomiste n’était pas prouvée et était très controversée dans la communauté scientifique. Dalton est souvent qualifié de « père de la théorie atomiste ». On peut d’ailleurs lire dans son cahier de notes personnelles en date du 6 Septembre 1803 les hypothèses du modèle atomique de Dalton.

A partir de là, Dalton commence de proche en proche à déterminer la masse atomique de certains éléments en faisant des réactions chimiques. La masse de référence est celle de l’hydrogène prise égale à 1. Certaines de ses mesures seront corrigées par la suite par Avogadro entre autres.

En 1808, suite à l’observation fortuite que l’hydrogène et l’oxygène se combinent pour former [un volume d’eau] dans la proportion de deux volumes du premier gaz pour un volume du second (Abraham, 1922, p. 2) Gay-Lussac fait plusieurs expériences et énonce une découverte : « J’ai fait voir dans ce Mémoire que les combinaisons des substances gazeuses les unes avec les autres se font toujours dans les rapports les plus simples, et tels qu’en représentant l’un des termes par l’unité, l’autre est 1 ou 2 ou au plus 3. Ces rapports de volumes ne s’observent point dans les substances solides et liquides, ou lorsqu’on considère les poids […]. ». (Gay-Lussac, Mémoire sur la combinaison des substances gazeuses les unes avec les autres dans Les classiques de la science, 1809, pp. 14-15) Cette découverte est à priori incompatible avec la loi des proportions multiples de Dalton et la formule chimique de l’eau qu’il a déterminée. C’est Avogadro qui en 1809 arrivera à concilier le résultat de Dalton avec celui de Gay-Lussac en faisant une étude purement théorique de la chimie et en utilisant les résultats expérimentaux d’autres scientifiques.

Il se place dans le cadre de la théorie atomiste et énonce sa première hypothèse : «L’hypothèse qui se présente la première à cet égard et qui paraît même la seule admissible est de supposer que le nombre de molécules intégrantes dans les gaz quelconques est toujours le même à volume égal, ou est toujours proportionnel aux volumes.» (Avogadro, 1811, p. 17) Ce qu’Avogadro appelle molécules intégrantes sont ce que l’on appelle aujourd’hui molécules. Ampère fera la même hypothèse trois ans plus tard, sans avoir eu connaissance des travaux d’Avogadro. C’est pour cela que cette hypothèse est aujourd’hui appelée la loi d’Avogadro-Ampère. Elle est d’ailleurs enseignée en seconde dans le chapitre sur la pression. Grâce à cette première hypothèse, on peut déterminer facilement les masses relatives des molécules à l’état gazeux car les rapports des masses de molécules sont alors les mêmes que ceux des densités des différents gaz à pression et température égales […]. (Avogadro, 1811, p. 18) On peut aussi déterminer le nombre relatif de ces molécules dans les combinaisons en couplant cette hypothèse avec les expériences de Gay-Lussac. Il reste néanmoins un problème, comment est-il possible que le volume de gaz du produit de certaines réactions chimiques soit plus grand que le volume d’un des réactifs ? C’est le cas de l’eau par exemple. Cela n’est pas en cohérence avec l’hypothèse de Dalton qui avance qu’un atome est insécable. Pour expliquer cela, Avogadro avance une deuxième hypothèse :

«…les molécules constituantes (molécules) d’un gaz simple quelconque ne sont pas [toujours] formées d’une seule molécule élémentaire (atome) mais résultent d’un certain nombre de ces molécules réunies en une seule […]» (Avogadro, 1811, p. 18)

C’est ainsi qu’il fait l’hypothèse que la molécule d’oxygène (on parle de dioxygène aujourd’hui pour supprimer la confusion) est en réalité composée de deux atomes d’oxygène et de même pour la molécule d’azote (diazote). Suite à cela, Avogadro reprend les poids atomiques et moléculaires mesurés par Dalton et corrige certaines mesures comme celle de l’oxygène justement.

Conceptions et difficultés connues des élèves

Avant de débuter la conception de notre séance, nous avons lu des articles didactiques sur la mole et la stœchiométrie pour avoir une idée des représentations des élèves sur la notion de quantité de matière. Il est important de préciser que la plupart des articles que nous avons lus traitent des conceptions des élèves après enseignement, tandis que dans notre cas les élèves n’auront pas eu d’enseignement sur la quantité de la matière. Leurs conceptions initiales sont donc peu nombreuses et relèvent surtout de la définition courante des mots « quantité » et « matière », ou des définitions erronées de la masse qu’ils ont pu avoir au collège.

La principale conception initiale erronée des élèves est la confusion masse/quantité de matière (Furiò, 2002, p. 279). Cette confusion peut avoir plusieurs origines. La première vient du fait, qu’au collège, dans les manuels scolaires, la définition de la masse fait intervenir la notion de quantité de matière : « La masse représente la quantité de matière. Dans le système international, la masse se mesure en kilogramme (kg) […] avec une balance. » (Daujean, 2017, p. 36) Il n’est pas certain que les élèves comprennent la subtilité du mot représente. Il ne faudrait pas définir la masse en utilisant les termes quantité de matière car ils ne seront explicités que quatre ans plus tard dans leur scolarité. Cela implique par ailleurs des difficultés au niveau de la compréhension du concept de masse molaire : les élèves font souvent la confusion avec la masse atomique ou moléculaire.

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Table des matières

Introduction
1 Etat de l’art
1.1 Aperçu historique
1.2 Conceptions et difficultés connues des élèves
1.3 Prérequis du BO et pratiques usuelles
1.3.1 Prérequis du BO
1.3.2 Pratiques usuelles
2 Protocole expérimental
2.1 Détails de la problématique
2.2 Description de nos établissements et de nos classes
2.3 Recueil des données
2.3.1 Questionnaire préalable
2.3.2 Durant la séance
2.3.3 Questionnaire post-séance
2.4 Prérequis et séquence pédagogique
3 Conception et analyse du questionnaire préalable
3.1 Conception du questionnaire préalable
3.2 Analyse question par question
4 Conception et analyse de la séance
4.1 Conception de la séance (analyse a priori)
4.1.1 Activité expérimentale
4.1.2 Activité documentaire
4.1.3 Exercice d’application
4.2 Déroulement de la séance (réalisation effective)
4.3 Analyse de la séance (a posteriori)
4.3.1 Passage d’un raisonnement en masse ou en volume à un raisonnement en nombre
4.3.2 Extraits de protocole
4.3.3 La masse molaire une notion difficile
4.3.4 Confusion entre la quantité de matière (nombre de mole) et le nombre d’entités
chimiques présentes dans une mole.
4.3.5 Ce qui a bien fonctionné et moins bien fonctionné dans notre séance
5 Conception et analyse du questionnaire post-enseignement
5.1 Conception du questionnaire post-enseignement
5.2 Analyse du questionnaire post-enseignement
6 Montée en généralisation
6.1 Retour réflexif sur le questionnaire préalable
6.2 Retour réflexif sur la séance
6.3 Retour réflexif sur le questionnaire post-enseignement
Conclusion

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