étude des connaissances relatives au modèle de Lewis chez de futurs enseignants de sciences physiques algériens, Lectures de Chimie Physique

Télécharge étude des connaissances relatives au modèle de Lewis chez de futurs enseignants de sciences physiques algériens et plus Lectures au format PDF de Chimie Physique sur Docsity uniquement! Revista Electrónica de Enseñanza de las Ciencias Vol 10, Nº 2, 307-333 (2011) 307 Etude des connaissances relatives au modèle de Lewis chez de futurs enseignants de sciences physiques algériens Hazzi Salah1, Alain Dumon2 et Zerkout Said1 1Ecole Normale Supérieure de Kouba, Alger, Algérie. 2Institut Universitaire de Formation des Maîtres d’Aquitaine, Université Bordeaux 2, France. E-mail: alain.dumon@aquitaine.iufm.fr Résumé: L’objet de ce travail est d’identifier les connaissances du contenu disciplinaire relatif au concept de la structure électronique des édifices covalents maîtrisées par de futurs enseignants de l’Ecole Normale Supérieure (ENS) de Kouba (Alger). Nous chercherons à analyser dans quelle mesure la modélisation de la «structure électronique» des composés organiques sous l’angle du modèle de Lewis, modèle qu’ils auront à enseigner au lycée, a été assimilée par les étudiants? L’analyse des réponses à un questionnaire écrit et des échanges entre étudiants lors de séquences d’activités de groupes enregistrées montre que les étudiants ont du mal à intégrer le registre des modèles. Peu d’entre eux sont capables de décrire une liaison covalente en termes de mise en commun d’électrons. Il apparaît que beaucoup de futurs enseignants rencontrent des difficultés pour mettre en œuvre une procédure systématique de raisonnement pour représenter un édifice covalent selon le formalisme de Lewis, plus particulièrement lorsqu’il s’agit de décrire les structures électroniques d’espèces chargées. Mots clés: Lewis, structure électronique, covalence, modélisation, liaison chimique Title: Study of knowledge relating to the Lewis model in Algerian future teachers of physical sciences. Abstract: The purpose of the present work is to identify the subject matter knowledge relating to the concept of the covalent compounds electronic structure, mastered by prospective teachers students of the ENS Kouba (Algeria). We seek to analyze to what extent, electronic structure modeling of organic compounds viewed from the Lewis model, model that they will have to teach in high school, has been assimilated by students? Analysis of the answers to a written questionnaire, and exchange of views between students at sequence of activities shows that students find it difficult to integrate the register models. Just few of them are able to describe a covalent bond in terms of sharing two electrons. It seems that many future teachers have difficulties in implementing a systematic process of reasoning to represent a covalent structure as the formalism of Lewis, especially when describing the electronic structures of charged species. Keywords: Lewis, electronic structure, covalence, modeling, bond chemical. Revista Electrónica de Enseñanza de las Ciencias Vol 10, Nº 2, 307-333 (2011) 308 Introduction Au cours de nos enseignements, nous avons constaté que les étudiants, rencontraient des difficultés dans l’interprétation de la réactivité des composés organiques et notamment dans la prévision des sites réactifs. L’interprétation de la réactivité des édifices covalents nécessite l’utilisation du registre des modèles. Dans ce registre, les concepts fondamentaux permettant d’examiner les sites les plus aptes à réagir se basent essentiellement sur la modélisation de la liaison covalente. Pour décrire cette liaison, deux modèles sont proposés: le modèle de Lewis et le modèle quantique. Dans le cas de la modélisation selon Lewis, il s’agit d’arriver à écrire une formule dans laquelle figurent tous les doublets des couches externes, sous la forme de couples de points ou de tirets, qu’ils soient communs à deux atomes (doublets liants) ou libres (doublets non liants), ainsi que les éventuelles lacunes électroniques. Au départ il faut bien entendu connaître le nombre d’électrons de valence de chacun des éléments participants à la structure covalente (molécule ou ion) pour pouvoir appliquer correctement la règle de l’octet. Le cadre contextuel Le modèle de Lewis, bien que relativement simple, met implicitement en jeu de nombreuses connaissances. Nous examinerons à travers la lecture des programmes du secondaire et des polycopiée de cours de l’Ecole Normale Supérieure de Kouba, comment il est prévu que ces connaissances soient enseignées en Algérie. C’est en première année du cycle secondaire que les élèves abordent le concept de la structure électronique des atomes et les règles de remplissage. La relation qui lie la structure électronique à la classification périodique est ensuite présentée pour les éléments des 3 premières périodes. La liaison covalente est définie comme résultant de la mise en commun d’une paire d’électrons de valence entre deux atomes (modèle de Lewis). Est ensuite expliqué comment représenter les formules de Lewis des molécules (ou ions polyatomiques) par application de la règle de l’octet (du duet). Un questionnement précis sur quelques molécules permet à l’élève de lire, comprendre et utiliser les définitions proposées (liaisons covalente, doublets liants et non liant, notions de liaison simple, double et triple, charge formelle, etc.) pour écrire la structure de Lewis. Quelques structures de Lewis sont ensuite présentées lors de l’établissement des formules développées en chimie organique au cours de la deuxième et de la troisième année du lycée. Durant les deux premières années du cycle universitaire, la liaison covalente est abordée dans le chapitre traitant de la liaison chimique relevant du module de chimie générale. Elle est d’abord décrite selon le modèle de Lewis enrichi de nouvelles caractéristiques: origines du doublet (proprement et coordinence); rupture homolytique et hétérolytique d’une liaison; électrons liants (assurant des liaisons) et non liants (libres); exception à la règle de l’octet (il peut subsister dans la molécule des lacunes d’électrons sur certains atomes ou existence de «cases vides »en référence au modèle quantique); liaisons multiples (σ et π; ce qui correspond à un modèle mixte: Lewis + quantique); structure électronique Revista Electrónica de Enseñanza de las Ciencias Vol 10, Nº 2, 307-333 (2011) 311 Présentation du questionnaire Parmi les objectifs à atteindre à l’issue de la première année universitaire figure la compétence suivante "dénombrer dans une structure covalente les doublets liants (simple, double et triple), les doublets non liants et les éventuelles lacunes électroniques (ou cases vides)". Dans le but d’analyser dans quelle mesure cette compétence a été atteinte et d’évaluer le degré de compréhension du concept de liaison covalente, deux questions ont été posées. La première question s’inspire d’une question d’un exercice de l’ouvrage de chimie organique d’Arnaud (1990, p. 93). Trois formules moléculaires d’un thiol, une neutre et deux chargées, sont présentées aux étudiants. On rencontre ces cas dans les cours de chimie organique lorsqu’on étudie le caractère nucléophile des thiols en milieu acide ou à l’inverse leur acidité en milieu fortement basique. L’objectif de cette question est d’évaluer si les étudiants sont capables de décrire puis de représenter ces formules en utilisant le formalisme de Lewis (doublets liants, non liants et lacunes électroniques). La deuxième question est extraite du travail de Barker et Millar (2000) et a été utilisée également par Cokelez et Dumon (2005) pour une étude de la description des liaisons simples et doubles par les élèves du secondaire. Nous avons proposé dans notre cas, une liaison triple en plus. Son objectif est d’évaluer comment les étudiants décrivent les différentes liaisons figurant dans les représentations de Lewis de molécules courantes (alcanes, alcènes et alcynes): utilisent-t-ils le formalisme de Lewis, comme cela leur est demandé; ou des concepts appartenant à d’autres modèles? Présentation des activités La première tâche proposée aux étudiants a pour objectif d’analyser à quels éléments du registre du modèle de Lewis ayant été enseignés durant leur scolarité (cf. annexe 1) les étudiants se réfèrent préférentiellement. La deuxième tâche consiste en la construction de structures de Lewis de molécules chargées ou d’ions en faisant apparaître les doublets liants, non liants et les éventuelles lacunes électroniques. Elle est à mettre en relation étroite avec la deuxième partie de la première question du questionnaire. Dans cette mise en pratique du modèle de Lewis les étudiants sont sensés mobiliser les connaissances acquises antérieurement. Analyse des résultats relatifs aux structures de Lewis Analyse des échanges entre étudiants au cours de la première activité Au cours de la première activité (durée moyenne de 20mn) la question suivante est posée aux étudiants: "Les structures de Lewis se déduisent grâce à des règles simples: citez-les". De l’analyse des échanges il résulte que les différents groupes ont des difficultés à comprendre la tâche qui leur est proposée. Tous ont recours à une demande de précision auprès de l’enseignant avant de commencer leur réflexion. Ce qui semble leur poser problème c’est l’ancienneté du savoir enseigné (exemple du groupe 4: "Le modèle de Lewis / on a vu ça en chimie générale / durant le tronc commun/ vous vous souvenez?") qui conduit à un certain oubli des éléments du modèle (exemple du groupe 5: "Les structures de Lewis, on s’en souvient un peu, mais les étapes on n’a Revista Electrónica de Enseñanza de las Ciencias Vol 10, Nº 2, 307-333 (2011) 312 pas vu ça") et à la difficulté de répondre à la question de façon générale (exemple du groupe 2: "Oui mais on ne connaît pas les atomes dont il s’agit ( ?)". Certains (Groupes 1, 4, et 5) essaient de contourner cette difficulté en ayant recours à des exemples simples et familiers (HCl, méthanol ou CH4). Dans le tableau 1 ont été reportés les éléments du modèle mobilisés par les différents groupes. Le faible nombre d’éléments du modèle qui émerge des échanges entre les étudiants (entre 3 et 8) confirme qu’ils n’ont pas une idée très précise de la procédure à suivre pour l’établissement des structures de Lewis. Eléments du modèle de Lewis cités Groupe 1 Groupe 2 Groupe 3 Groupe 4 Groupe 5 LC.S-1 X LC.S-2 X X DO.S-1 X X X DO.S-2 X X X DL.S-1 X SEA.U-3 X X X X SEA.U-4 X SL.S-1 X SL.S-2 X X X X X SL.U-4 X X X X X SEM.S-1 X X Tableau 1.- Les éléments du modèle mobilisés par les différents groupes d'étudiants Ce sont les éléments les plus courants du registre du modèle auxquels se réfèrent tous les étudiants: le respect de la règle de l’octet ou du duet (SL.S-2) et la configuration électronique des atomes (SL.U-4). Si la répartition des électrons dans les orbitales s, p, et d (SEA.U-3) est bien envisagée par quatre groupes d’étudiants, la nécessité de connaitre le numéro atomique de l’élément n’apparait de façon explicite que dans les échanges des groupes 1 et 3. Cependant elle est finalement rejetée par le groupe 3 et seul les étudiants du groupe 1 arrivent, sur l’exemple particulier de HCl, à déterminer le nombre d’électrons de la couche de valence en prenant en compte les électrons des orbitales atomiques de nombre quantique principal n le plus élevé (SEA.U-4), et à en déduire la structure en duet de l’hydrogène et celle en octet du chlore (DO.S-1 et 2). La détermination de cette structure en duet et en octet des atomes dans le cas d’exemples particuliers (le méthanol pour le groupe 4 et CH4 pour le groupe 5) est également réalisée par les deux groupes sans référence à la structure électronique des atomes mais simplement à partir d’un raisonnement prenant en compte les liaisons et, pour le groupe 4, en se remémorant l’existence de doublets non liants sur l’oxygène. La référence à la notion de liaison apparaît dans tous les groupes, avec une fréquence plus ou moins grande (de 1 à 5 occurrences). Cependant le fait que cette liaison soit une liaison covalente (LC.S-1) n’est indiqué de façon explicite que par un étudiant du groupe 4; qu’une liaison correspondent à un doublet liant (DL.S-1) par un étudiant du groupe 2 et Revista Electrónica de Enseñanza de las Ciencias Vol 10, Nº 2, 307-333 (2011) 313 que ce doublet correspondent à la mise en commun d’un électron par chaque atome (LC.S-2) par un étudiant du groupe 5. Pour quatre groupes d’étudiants (G1, 2, 3 et 4), pour établir la structure de Lewis, il faut connaitre la valence de tous les atomes. Mais il semble que le sens à attribuer à ce terme ne soit pas très clair, comme le montrent les exemples d’interventions d’étudiants suivants (le changement de locuteur est signalé par le signe /): "la valence c’est la couche externe" (G1); "La valence? Tu veux dire le nombre d’électrons célibataires / Electrons célibataires … heu… je veux dire le nombre de liaisons" (G2); "la valence c’est la couche externe / Oui, le nombre d’électrons de la couche externe / Ouais … le nombre de liaisons … heu … autour de chaque atome" (G3); "La valence … mais ça c’est connue depuis le secondaire … tu as l’hydrogène et les halogènes qui font, un; l’oxygène, deux; l’azote, trois; le carbone, quatre; etc." (G4). Donc, suivant les intervenants, la valence est associée, soit à la couche de valence, soit aux nombres d’électrons (célibataires: voir commentaire plus loin), soit au nombre de liaisons autour de chaque atome, soit à une variable caractéristique des atomes. Dans les discussions des groupes 1, 2, 3 et 5 apparait la nécessité de connaître le nombre d’électrons de la couche externe. Cependant, la mise en relation de la connaissance du nombre d’électrons de valence avec le nombre de doublets liants et non liants apparaît peu. Un seul groupe (G4) évoque la représentation d’une molécule en utilisant le modèle de Lewis avec les doublets liants et non liants autour des atomes qui la constituent (SL.S-1) et deux autres groupes (G1 et G5) mentionnent la répartition des électrons des couches externes des atomes en doublets liants et non liants (SEM.S-1). Enfin, la règle permettant de déterminer le nombre de doublets après avoir déterminé le nombre d’électrons de valence (RSL.U-2) émerge de la discussion pour les groupes 2 et 5. Il semble de plus, comme le montre cet extrait de la discussion dans le groupe 2, "compter tout les électrons de valence / les électrons célibataires / il y a plusieurs choses à la foi … électrons de valence, électrons célibataires, électrons de la couche externe. Est ce qu’il y a une différence?", que les étudiants rencontrent des problèmes de vocabulaire. Ils hésitent à considérer que les expressions électrons périphériques, électrons de la couche externe, électrons de valence correspondent en fait à la même chose; certains parlent (G2, G3, G5) d’électrons célibataires, semble-t-il dans le sens d’un électron susceptible d’être mis en commun pour former une liaison: "Il me semble qu’il y a une relation entre … euh … le nombre de liaisons et les électrons célibataires. Comme la liaison… / C’est évident, chaque électrons donne une liaison / électrons de valence et on construit les liaisons… je veux dire … euh … enfin … à partir des électrons célibataires" (G5). Pour certains étudiants le nombre d’électrons de valence semble donc identique au nombre de liaisons, et ils n’envisagent pas l’existence de doublets liants et non liants. C’est ce qui ressort de différents autres échanges entre étudiants: "La couche de valence, c’est le nombre de liaison … non?" (G5, voir également les citations des groupes G2 et G3 ci-dessus). En conclusion, il ressort de l’analyse de l’activité des étudiants durant la réalisation de cette première tâche qu’ils rencontrent de réelles difficultés à se souvenir de la procédure à suivre pour représenter une molécule en utilisant le modèle de Lewis. Si le respect de la règle du duet et de l’octet Revista Electrónica de Enseñanza de las Ciencias Vol 10, Nº 2, 307-333 (2011) 316 Réponses attendues (%) Réponses incorrectes (%) N.R (%). Niveaux 1 2 3 Aux 3 formules 1 2 3 Au moins une des 3 formules 1 2 3 Au moins une des 3 formules 3°année 54 52 61 47 47 48 45 43 9 10 2 10 4°année 53 48 59 45 53 54 51 50 3 2 1 5 Tableau.3- Représentation de Lewis d’entités neutres et chargées Dans le tableau 4 on été reportées les pourcentages de représentations correctes données par les étudiants ayant correctement décrit les différentes formules. réponses attendues à description et représentation (%) Niveaux (1) (2) (3) Aux 3 formules 3°année 54 50 60 49 4°année 53 45 58 45 Tableau 4.- Cohérence description - représentation On notera que le passage de la description à la représentation des structures de Lewis semble poser quelques difficultés à certains de ces étudiants puisque seulement un peu moins de la moitié d’entre eux fait correctement correspondre une représentation correcte à une description correcte. Inversement, des étudiants n’ayant pas donné une description correcte fournissent une représentation de Lewis correcte des 3 formules (15% des étudiants ayant répondu en 3ème année et 13% en 4ème année). Analyse des représentations incorrectes C S+ H H H H H( 1 ) ( 2 ) ( 3 )C S H H H C S H H H H L’analyse des représentations incorrectes établies par ceux qui ont donné la réponse attendue pour la description montre que les étudiants omettent de faire figurer le doublet non liant (dnl) sur le soufre en (1’) et en (2’), alors qu’ils l’avaient dénombré auparavant dans la description. Dans le cas de la formule (3’), certains remplacent les deux doublets du soufre par un ou deux petits rectangles (symboles de lacunes électroniques ou "cases vides"). L’analyse des échanges entre les étudiants lors de la deuxième activité proposée devrait nous éclairer sur les raisonnements mis en œuvre par les étudiants pour aboutir à ces représentations. Descriptions et représentations Sur la totalité des étudiants testés (275 en 3ème année et 105 en 4ème année) ils ne sont qu’un tiers (94 en 3ème année et 34 en 4ème année) à pouvoir décrire et représenter correctement les trois formules à l’aide du modèle de Lewis. Il apparait donc que la majorité des étudiants des deux niveaux rencontre des difficultés pour modéliser aussi bien des molécules (1’) (2’) (3’) Revista Electrónica de Enseñanza de las Ciencias Vol 10, Nº 2, 307-333 (2011) 317 chargées que neutres en utilisant le formalisme de Lewis. Ils ont du mal à imaginer et à mettre en relation, d’une part l’origine du doublet liant (dl) et la charge formelle induite dans la formule (1), où l’on constate la formation d’une liaison dative avec apparition d’une charge (+), d’autre part le doublet non liant (dnl) et la charge formelle (-) induite dans la formule (2). La rupture de la liaison covalente génère des charges (+) ou (-) qui sont identifiées à une lacune électronique (formule 1’) ou à un doublet libre (formule 2’). Leur non maîtrise de la valence (lorsqu’il s’agit d’imaginer la formation d’une liaison covalente) semble visible à travers les représentations incorrectes de la formule (3’). Analyse des échanges entre étudiants au cours de l’activité 2 Au cours de la deuxième activité (durée approximative 15mn) la question suivante est posée aux étudiants: "Soit les formules suivantes: 1) CH3SH2+; 2) CH3S-; 3) BH4-, 4) NO3-. Ecrire les structures de Lewis de ces composés. On donne: ZB = 5, ZC = 6, ZN = 7, ZO = 8, ZS = 16." Chaque groupe de cinq étudiants devait réfléchir à l’écriture d’une formule de Lewis. L’analyse a priori déjà réalisée pour la représentation des formules 1 et 2 doit être complétée pour les formules 3 et 4 (Annexe 3). Groupe 1: Représentation de la formule CH3SH2+ En partant de l’idée que "La structure de Lewis, c’est en fait … montrer les liaison", c’est directement par la représentation des liaisons entre atomes qu’un étudiant commence à écrire la formule développée avec 3 doublets liants et une charge (+) sur le soufre, C S+ H H H H H sans avoir recours, de façon implicite ou explicite, à des éléments du modèle. La charge + est interprétée par l’étudiant Y en disant: "pour le soufre qui porte la charge (+) / il lui manque des électrons". Point de vue approuvé par l’étudiant X. Ce n’est que suite aux interventions de l’enseignant relatives au respect de la valence des éléments et au décompte des électrons qu’apparaissent dans les échanges les premiers éléments du modèle: le respect de la règle de l’octet (SL.S-2) et le décompte du nombre total d’électrons de valence (SL.U-4, SEA.U-3). Par contre la règle RSL.U-1 associant à la charge une perte ou un gain d’électrons n’est pas mobilisée. Il en résulte, en plus de l’existence de 7 doublets à répartir dans la molécule (RSL.U-2), l’existence d’un électron supplémentaire. Le défaut d’électrons du soufre (et donc la charge +) est alors expliqué par: "Le départ de ce dernier laisse une charge (+)". Ensuite, alors que la prise en compte de la valence 4 du carbone conduit bien à l’existence de 4 doublets liants autour du carbone (3 avec H et 1 avec S), les considérations relatives au soufre sont plus hasardeuses: "pour le soufre par contre/, il possède 2 doublets non liant et 2 électrons Revista Electrónica de Enseñanza de las Ciencias Vol 10, Nº 2, 307-333 (2011) 318 célibataires. Je pense qu’il peut, en effet, former deux liaisons… heu …datives avec 2 H+ et une liaison covalente avec le carbone. Mais comme il y a une charge (+) … ça veut dire qu’il y a perte d’un électron célibataire avec apparition d’une case vide … c’est pourquoi la règle de l’octet ne peut être respecté dans ce cas". Elles conduisent à l’omission d’un doublet non liant (dnl) dans la représentation de Lewis de CH3SH2+ (trois doublets au lieu de quatre autour du soufre) par suite de la perte de ce doublet électronique conduisant à l’apparition d’une "case vide" et de la charge (+). Le respect de la règle de l’octet n’est donc pas une caractéristique de la représentation de Lewis d’un ion moléculaire. Groupe 2: Représentation de la formule CH3S- Un étudiant commence à écrire sur le tableau la structure [CH3 S]- tout en parlant avec un autre étudiant. C S H H H Ce dernier pense à faire le décompte des électrons de valence (SL.U-4, SEA.U-3), soit 13 électrons. Mais la non application de la règle RSL.U-1 associant à la charge (-) le gain d’un électron, conduit à considérer (RS.U- 2) l’existence de 6 paires d’électrons plus un électron responsable de la charge (-). Suite à l’intervention de l’enseignant demandant aux étudiants si la règle du duet ou de l’octet est respectée pour tous les atomes, une réponse positive est apportée: "Tout à fait. Le soufre compte huit électrons externes; il est entouré de deux doublets libres, un doublet liant plus une charge négative … ce qui lui fait huit électrons". La charge négative est donc assimilée à un doublet libre. Groupe 3: Représentation de la formule BH4- Pour l’étudiant X de ce groupe, écrire la structure de Lewis c’est montrer tous les doublets des éléments dans la molécule (SL.S-1). Après avoir déterminé la structure électronique de l’atome de bore (SEA.U-3 et 4), la discussion entre les étudiants X et Y débouche sur la conclusion que le bore peut former 3 liaisons en s’associant avec 3H (LC.S-2) mais ils "ne voient pas d’où sort la quatrième liaison?". L’enseignant essaie de les orienter vers la méthode à suivre en leur suggérant de s’intéresser au nombre de doublets. Ils se remémorent alors la règle (RSL.U-2): "Ah / ouais … trouver le nombre total des électrons de valence de tous les éléments puis les diviser par deux". Mais eux non plus n’appliquent pas la règle RSL.U-1, ce qui les conduit à trouver 3 doublets plus un électron célibataire permettant la formation de la 4ème liaison avec H, mais laissant une interrogation sur l’origine de la charge (-). Groupe 4: Représentation de la formule NO3- Pour l’étudiant X, représenter la structure de Lewis "C’est l’écrire sous forme développé". L’étudiant Y traduit cette proposition en termes de représentation de doublets liants et non liants (SL.S-1) avec le raisonnement suivant: "Dans cet ion, si on considère l’atome d’azote Revista Electrónica de Enseñanza de las Ciencias Vol 10, Nº 2, 307-333 (2011) 321 entité chimique résultant de la rupture hétérolytique d’une liaison covalente ou de la formation d’une liaison dative avec le nombre total d’électrons de valence; difficulté à répartir ces électrons en doublets liants et non liants en respectant la règle de l’octet ou du duet pour tous les atomes constituant une entité chimique. L’origine de ces difficultés peut être attribuée à l’oubli de nombreux éléments du modèle de Lewis ayant été enseignés compte tenu de l’ancienneté du savoir appris. La conception selon laquelle la charge formelle positive est attribuée une perte d’électron et la charge négative à un gain d’électron de l’atome qui la porte a été identifiée. Analyse des réponses relatives à la description des liaisons Q.2. "Décrire ce que représentent précisément les lignes 1,2 et 3 en termes de mise en commun d’électrons selon le modèle de Lewis dans le schéma suivant". C C H H H H H H C C H H H H C C HH ligne ( 1 ) ligne ( 2 ) ligne ( 3 ) Les réponses complètes attendues sont les suivantes: La ligne 1 représente une liaison covalente simple qui est assurée par un doublet d’électrons (doublet liant). Chacun des deux atomes (C et H) fourni un des électrons de sa couche externe occupant seul une case quantique (mise en commun de deux électrons). La ligne2 représente une liaison double (deux doublets liants) dans laquelle deux doublets d’électrons se partagent entre deux atomes de carbone (mise en commun de quatre électrons). La ligne 3 représente une triple liaison (trois doublets liants) dans laquelle trois doublets d’électrons se partagent entre deux atomes de carbone (mise en commun de six électrons). Catégorisation des réponses et analyse Les réponses des étudiants ont été regroupées dans différentes catégories en fonction des mots clés qui apparaissent dans les descriptions. Pour une ligne donnée, plusieurs mots clés peuvent apparaître. La nature des catégories et leur pourcentage d’apparition sont indiqués dans les figures relatives à la description des différentes lignes. Les pourcentages sont calculés par rapport au nombre total d’étudiants testés. Description de la ligne 1(Figure 1) En se référant à la fréquence d’apparition des différents mots clés figurant dans les descriptions des étudiants, la liaison C–H est une simple liaison (58% et 59% de citations) correspondant à un doublet liant (49% et 50%); c’est une liaison σ (25% et 32%) covalente (24% et 27%); elle fait parfois intervenir l’état d’hybridation du carbone (sp3 pour D1; sp3, sp2 ou Revista Electrónica de Enseñanza de las Ciencias Vol 10, Nº 2, 307-333 (2011) 322 sp pour C1); enfin certains (9% et 11%) la dénomment liaison hydrogène (E1). Figure 1.- Fréquences d’apparition des mots clés pour la ligne 1: A1- Liaison covalente / doublet liant; B1 – Liaison simple /doublet liant; C1 – Liaison simple / σ (sp2ou sp); D1 – Liaison covalente simple C –H / sp3; E1- Liaison hydrogène; F1 – Autres / non-réponse. On remarque que la mise en commun d’électrons n’est mentionnée par aucun étudiant, qu’environ 50% des étudiants des deux niveaux font intervenir dans la description uniquement des éléments du modèle de Lewis (catégories A1 + B1), conformément à la question posée pour les trois molécules, et qu’ils ne sont qu’environ ¼ à parler de liaison covalente. Un tiers des étudiants utilisent des formulations faisant intervenir des éléments du modèle quantique (C1 + D1): liaison σ ou/et états d’hybridation du carbone. Par exemples, dans le cas de l’éthane "c’est une liaison simple (σ) obtenue par un recouvrement Csp3 et H" (C1: 22% et 24%) ou "c’est une liaison covalente simple (en la schématisant par C-H) obtenue par un recouvrement Csp3 et H" (D1: 4% et 2%). Dans le cas de l’éthylène et de l’acétylène "c’est une liaison simple (σ) obtenue par un recouvrement axial entre Csp2 ou Csp d’un côté est H de l’autre" (C1: 6% et 20%). Il convient de signaler une certaine variabilité de description pour la ligne 1 entre les trois molécules. C’est uniquement dans le cas de l’éthane que le concept de covalence est utilisé (que la liaison corresponde à un doublet liant ou qu’elle soit simple, σ ou résultant du recouvrement Csp3/H). Le recours au recouvrement des orbitales est par contre peu utilisé dans le cas de l’éthane (4% et 2%: Csp3/H) et beaucoup plus pour l’éthylène et l’acétylène (16% et 20% Csp2/H ou Csp/H). Enfin ce n’est que dans le cas de l’acétylène que la ligne est décrite comme étant une liaison hydrogène. Est- ce à dire que certains étudiants réservent la dénomination de liaison covalente pour une liaison (-C–H) dans une molécule saturée et considèrent que la liaison est de nature différente dans les molécules insaturées (=C–H ou C–H) en ayant recours à d’autres formulations pour la représenter? En ce qui concerne les descriptions faisant intervenir des éléments du modèle quantique, qui ne respectent pas l’énoncé de la question, elles semblent résulter de l’enseignement reçu durant les études universitaires. Revista Electrónica de Enseñanza de las Ciencias Vol 10, Nº 2, 307-333 (2011) 323 En effet, la liaison covalente, bien que modélisée dans un premier temps à l’aide du modèle de Lewis, est ensuite décrite en termes de "recouvrement d’orbitales" conduisant à la formation de liaisons σ ou π et l’enseignement du module de chimie organique qui leur est dispensé en 3° et 4° année utilise largement ces concepts (OA, OM, recouvrement, hybridation) dans l’interprétation de la réactivité des composés organiques. Il n’est donc pas étonnant que certains étudiants s’y réfèrent spontanément en montrant ainsi leur préférence pour un modèle qui leur paraît scientifiquement plus évolué. La notion de mise en commun d’électrons conduisant à la formation d’une liaison covalente est alors oubliée, à moins que cela soit, pour les étudiants, implicitement contenu dans les notions de recouvrement ou de liaisons σ ou π? Quoi qu’il en soit, l’utilisation de ces notions, en compétition avec celles de Lewis, est dans ce cas inappropriée et laisse supposer une certaine confusion entre les deux modèles, ce qui correspond à un modèle mixte (Lewis /quantique). L’utilisation de la dénomination "liaison hydrogène" pour une liaison C–H par certains élèves (environ 10%) a déjà été relevée par d’autres auteurs (Henderleiter et al., 2001;Taber, 2001; Cokelez & Dumon, 2005). Soit elle résulte de la non maîtrise de la différence entre la liaison covalente «intramoléculaire» et la liaison hydrogène «intermoléculaire» (Tan & Treagust, 1999; Taber, 2001), soit d’une interprétation erronée de la formation de la liaison covalente C–H, comme le montre la justification donnée par un élève dans l’étude de Cokelez et Dumon (2005): "C’est la mise en commun d’un atome d’hydrogène avec un atome de carbone". Description de la ligne 2 (Figure 2) Figure 2.- Fréquences d'apparition des mots clés pour la ligne 2: A2–Liaison double; B2– Deux doublets liants; C2– Liaison double/deux doublets; D2– Liaisons σ + π; E2– Doublet sp2; F2– Liaison double/σ + π; G2– Autres/non-réponse. La fréquence d’apparition des mots clés dans les descriptions indique que la ligne (C=C) représente une liaison double (56% et 52% des citations), résultant de l’existence d’une liaison σ et d’une liaison π entre les deux atomes (44% et 52%) ou de deux doublets liants (15% et 21%). Il convient de remarquer que contrairement à la ligne 1 (liaison C–H), le terme de liaison covalente n’apparait plus dans les descriptions. Cela Revista Electrónica de Enseñanza de las Ciencias Vol 10, Nº 2, 307-333 (2011) 326 Conclusion De l’analyse des réponses au questionnaire et du comportement des étudiants durant la réalisation des activités, il apparaît que beaucoup de futurs enseignants (environ les deux-tiers) rencontrent des difficultés pour mettre en œuvre une procédure systématique de raisonnement pour représenter un édifice covalent selon le formalisme de Lewis. La principale difficulté est celle qui consiste à mettre en relation la charge formelle d’une entité chimique résultant de la rupture hétérolytique d’une liaison covalente ou de la formation d’une liaison dative avec le nombre total d’électrons de valence. En outre, la conception selon laquelle la charge formelle positive est attribuée une perte d’électron et la charge négative à un gain d’électron de l’atome qui la porte a été identifiée. Cette conception constitue, pour beaucoup d’entre eux, un obstacle au dénombrement des électrons de valence et à la répartition de ceux-ci en doublets liants et non liants, en respectant la règle de l’octet ou du duet pour tous les atomes constituant une entité chimique. Le faible nombre d’éléments du modèle mobilisé permet d’attribuer l’origine des difficultés à l’oubli de nombreux éléments du modèle de Lewis ayant été enseignés compte tenu de l’ancienneté du savoir appris. En ce qui concerne la description des différents ordres de liaisons en utilisant le modèle de Lewis, nous avons constaté que la mise en commun d’électrons n’est jamais associée aux descriptions en termes de simple, double et triple liaison. De plus, l’utilisation exclusive des qualificatifs de "covalence" et de "doublet liant" pour décrire la ligne 1 semble attester une conception selon laquelle une liaison covalente ne peut être représentée que par un seul trait spécifique au doublet liant. Elle serait alors distincte de la liaison multiple, qui ne serait pas covalente puisqu’elle correspond à des liaisons (σ + π), (σ + 2π) ou à des doublets ou triplets liants. Enfin, il existe une confusion certaine entre les concepts des différents modèles pour décrire les liaisons covalentes simples et multiples conduisant à l’emploi de termes relevant, soit du modèle quantique (σ,π, recouvrement, hybridation sp2 et sp) soit d’un modèle mixte (Lewis/ quantique) pour décrire des liaisons covalentes simples et multiples selon Lewis. L’origine de cette confusion peut être interprétée par la préférence que les étudiants donnent aux concepts quantiques récemment étudiés en chimie organique dans l’interprétation de la réactivité et qui ne nécessitent donc pas un effort de mémorisation important. On peut donc en conclure que l’intégration du modèle de Lewis par les futurs enseignants est loin d’être réalisée. Pour améliorer cette intégration conceptuelle, caractérisée par une multitude de concepts abstraits, il conviendrait dans un premier temps que les enseignants distinguent clairement dans leurs enseignements les éléments des différents modèles enseignés. L’accent doit être mis beaucoup plus sur le sens à donner au modèle en apportant une explication précise de la nature des concepts mis en jeu. Afin d’éviter que les étudiants ne tombent dans l’apprentissage mécanique et superficiel des modèles, il faudrait d’autre part encourager les étudiants à réfléchir aux liens existant entre les différents concepts et procéder du coup à la distinction entre les différents modèles. . Pour Revista Electrónica de Enseñanza de las Ciencias Vol 10, Nº 2, 307-333 (2011) 327 atteindre un tel objectif, Frailich et al. (2007), proposent l’utilisation d’outils de visualisation combinée avec un apprentissage coopératif. Références Agrebi, S. (2004). Les mécanismes en chimie organique. Thèse, Université Lyon 2. Arnaud, P. (1990). Chimie Organique. Paris: Dunod. Ashkenazi, G. et R. Kosloff (2006). The uncertainty principle and covalent bonding. The Chemical Educator, 11, 66-70. Barker, V.E. et R. Millar (2000). Students’ Reasoning about basic chemical thermodynamics and chemical bonding: What Changes Occur During a Context-based Post-16 chemistry course?. International Journal of Science Education, 22, 11, 1171-1200. Barlet, R. et D. Plouin (1997). La dualité microscopique- macroscopique un obstacle sous jacent aux difficultés en chimie dans l'enseignement universitaire. Aster, 25, 143-174. Bhattacharyya, G. et G.M. Bodner (2005). It gets me to the product: how students propose organic mechanisms. Journal of Chemical Education, 82, 1402-1407. Cokelez, A. et A. Dumon (2005). La liaison chimique: du savoir de référence au savoir appris au lycée. Bulletin de l’Union des Physiciens, 99, 877-878, 1011-1023. Coll, R.K. et D.F. Treagust ( 2001). Learners’ mental models of chemical, bonding. Research in Science Education, 31, 357-382. Coll, R.K. et D.F. Treagust (2002). Exploring tertiary students’ understanding of covalent bonding. Research in Science and Technological Education, 20,2, 241-267. De Jong, O. (1998). Points de vue de professeurs et de futurs professeurs de chimie concernant l’enseignement de la combustion. ASTER, 26, 183- 205. Frailich, M.; Kesner, M. et A. Hostein (2007). The influence of web-based chemistry learning on students’ perceptions, attitudes and achievements. Research in Science and Technological Education, 25, 2, 179-197. Ferguson, R., et G.M. Bodner (2008). Making sense of the arrow-pushing formalism among chemistry majors enrolled in organic chemistry. Chemical Education Research and Practice, 9, 102–113 Garnett, J.P.; Garnett, J.P. et M.W. Hackling (1995). Students’ alternative conception in chemistry: A review of research and implications for teaching and learning. Studies in Science Education, 25, 69-95. Geddis, A.N. (1993). Transforming subject-matter knowledge: the role of pedagogical content knowledge in learning to reflect on teaching. International Journal of Science Education, 15, 6, 673-683. Hassan, A.K.; Hill, R.A. et N. Reid (2004). Ideas underpinning success in an introductory. Course in organic chemistry. University Chemistry Education, 8, 40-50. Revista Electrónica de Enseñanza de las Ciencias Vol 10, Nº 2, 307-333 (2011) 328 Henderleiter, J.; Smart, R.; Anderson, J. et O. Elian (2001). How do organic chemistry students understand and apply hydrogen bonding. Journal of Chemical Education, 78, 1126-1130. Keig, F.P. et A.P. Rubba (1993). Translation of representations of the structure of matter and its relationship to reasoning, gender, spatial reasoning, and specific prior knowledge. Journal of Research in Science Teaching, 30, 8, 883-903. Laszlo, P. (2002). Describing reactivity with structural formulas, or when push comes to shove. Chemistry Education Research and Practice, 3, 113- 118. Levy Nahum, T.; Mamlok-Naaman, R.; Hofstein, A. et J. Krajcik (2007). Developping a new teaching approach fort the chemical bonding concept aligned with current scientific and pedagogical knowledge. Science Education, 91, 579-603. Levy Nahum, T.; Mamlok-Naaman, R.; Hofstein, A. et L. Kronik (2008). A new "bottom-up" framework for teaching chemical bonding. Journal of Chemical Education, 85, 1680-1685. Levy Nahum, T.; Mamlok-Naaman, R.; Hofstein, A. et K.S. Taber (2010). Teaching and learning the concept of chemical bonding. Studies in Science Education, 46, 2, 179-207. Méheut, M. (2006). Recherches en didactique et formation des enseignants de sciences. Dans Eurydice (Ed), L’enseignement des sciences dans les établissements scolaires en Europe. Etat des lieux des politiques et de la recherche, Bruxelles: Eurydice, 55-76. Dans http: //www.eurydice.org Peterson, R.F. et D.F. Treagust (1989). Grade-12 students’ misconceptions of covalent bonding. Journal of Chemical Education, 66, 6, 459-460. Rivera- Huizar, A. (1997). Etude didactique et épistémologique de l’enseignement expérimental de la chimie organique. Thèse, Université Joseph Fourier, Grenoble. Robinson, W.R. (1998). An alternative framework for chemical bonding. Journal of Chemical Education, 75, 9, 1074. Rollnick, M.; Bennet, J.; Rhemtula, M.; Dharsey, N. et T. Ndlovu (2008). The Place of Subject Matter Knowledge in Pedagogical Content Knowledge: A case study of South African teachers teaching the amount of substance and chemical equilibrium. International Journal of Science Education. 30, 10, 1365-1387. Rushton, G.T.; Hardy, R.C.; Gwaltney, K.P. et S.E. Lewis (2008). Alternative conceptions of organic chemistry topics among fourth year chemistry students. Chemistry Education Research and Practice, 9, 122- 130. Shulman, L.S. (1986). Those who understand: knowledge growth in teaching. Education Researcher, 15, 2, 4-14. Taber, K.S. (1994). Misunderstanding the ionic bond, Education in Chemistry, 31, 100-103. Revista Electrónica de Enseñanza de las Ciencias Vol 10, Nº 2, 307-333 (2011) 331 SEM.S-2: Les électrons d’un doublet liant sont comptabilisés parmi les électrons du premier et du deuxième atome. SEM.U-3: Dans une molécule, outre les électrons des couches externes des atomes qui peuvent se répartir en doublets liants et non liants, il faut considérer la présence éventuelle de lacunes électroniques sur certains atomes. 6- Structures de Lewis SL.S-1: La représentation d’une molécule en utilisant le modèle de Lewis consiste à représenter tous les atomes, avec leurs doublets liants et non liants. SL.S-2: Pour tous les atomes de la molécule ainsi représentée, la règle de l’octet ou du duet doit être respectée. SL.S-3: Il arrive qu’on établisse des liaisons double ou triple entre certains atomes pour que la règle de l’octet soit satisfaite. SL.U-4: La construction d’une structure de Lewis prend pour point de départ la configuration électronique externe des atomes concernés SL.U-5: La construction d’une structure de Lewis nécessite de relier les atomes concernés par des liaisons de covalence (normale et / ou dative). SL.U-6: Les liaisons ne sont pas toujours de même nature: introduction des termes (sigma +Pi ou sigma + 2Pi). 7- Règles de construction d’une structure de Lewis: RSL.U-1: Pour déterminer le nombre d’électrons des couches de valence des atomes concernés, on ajoute au nombre d’électrons de la couche externe des électrons correspondant à la charge pour un anion ou on en enlève pour un cation. RSL.U-2: Pour avoir le nombre total de paires d’électrons à répartir autour des atomes dans la molécule on divise par deux le nombre d’électrons de valence obtenu. RSL.U-3: Il existe des états de valence particuliers pour lesquels il n’y a pas lieu de faire une distinction entre les électrons célibataires (s, p ou d) du point de vue de leur capacité à former une liaison et de la nature de cette liaison (octet étendu) 8- Rupture hétéro lytique RH.U-1: Le processus inverse de la formation d’une liaison de coordinence est dénommé rupture hétéro lytique (ionique) de la liaison covalente RH.U-2: L’apparition ou la disparition de charges électriques au cours de la formation d’une liaison dative ou d’une rupture hétéro lytiques est liée à une modification du rôle de certains doublets. RH.U-3: Le passage d’un doublet liant sur un seul des deux atomes liés entraîne la création d’un déficit électronique caractérisé par une charge (+1) sur celui que le doublet quitte, et d’un excédent électronique caractérisé par une charge (-1) sur celui qui le reçoit. RH.U-4: La mise en commun d’un doublet libre (formation d’une liaison dative) entraîne la création d’un déficit électronique (+1) sur le donneur et d’un excédent électronique (-1) sur l’accepteur. Revista Electrónica de Enseñanza de las Ciencias Vol 10, Nº 2, 307-333 (2011) 332 Annexe 2: Nombre total d’électrons de valence Nombre de doublets Distribution des doublets liants et non liants Charges formelles CH3−SH C: 1s2 2s2 2p2, soit 4électrons de valence S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4, soit 6 électrons de valence H: 1s1, soit pour les 4 hydrogènes, 4 électrons Il y a donc 14 électrons à répartir Les 14 électrons sont à répartir en 7 doublets (liants puis non liants) La valence du carbone est de 4, celle du soufre est de 2 (+ 2 doublets non liants). L’atome de carbone est lié par 3 liaisons covalentes avec 3 atomes hydrogènes et 1 liaison avec l’atome de soufre (règle de l’octet respectée). Dans le cas d’une covalence normale, le soufre peut participer à deux liaisons (1 avec C et 1 avec H). Le respect de la règle de l’octet conduit à l’existence de deux doublets non liants sur le soufre Donc globalement: 5 dl et 2 dnl D’où la représentation de Lexis de CH3SH ) C S H H H H CH3−SH2+ C, 4électrons de valence; S, 6 électrons de valence et 5 H, donc 5 électrons. La charge + conduit à enlever 1 électron: il y a donc (15-1) électrons à répartir Les 14 électrons sont à répartir en 7 doublets (liants puis non liants) Par rapport au cas précédent, la formation d’une troisième liaison (avec un deuxième H) nécessite la transformation d’un doublet non liant du soufre en un doublet liant (formation d’une liaison dative). Pour respecter la règle de l’octet, les doublets se répartissent donc autour du soufre en 3 doublets liants et un doublet non liant. Donc globalement: 6 dl et 1 dnl La formation d’une liaison dative entraîne la création d’un déficit électronique sur le donneur. D’où la représentation de Lewis de CH3SH2+ C S+ H H H H H CH3−S- C, 4électrons de valence; S, 6 électrons de valence et 3 H, donc 3 électrons. La charge – conduit à ajouter 1 électron: il y a donc (13+1) électrons à répartir Les 14 électrons sont à répartir en 7 doublets (liants puis non liants) Par rapport à CH3SH, lors de la rupture hétérolytique de la liaison S – H, le doublet liant devient doublet non liant sur l’atome de soufre. Donc présence d’un doublet liant et de 3 doublets non liants autour du soufre. Donc globalement: 4 dl et 3 dnl Le soufre prend le doublet mis en commun initialement et se charge négativement. C S H H H Revista Electrónica de Enseñanza de las Ciencias Vol 10, Nº 2, 307-333 (2011) 333 Annexe 3: BH4- NO3- Nombre total d’électrons de valence B: 1S2, 2S2, 2P1, soit 3 électrons de valence ; H: 1s1, soit pour les 4 hydrogènes, 4 électrons. Il y a donc (7+1) électrons à répartir 3O: 3x 6, soit 18électrons de valence 1 N: 1 x 5, soit 5électrons de valence Il y a donc (23+1) électrons à répartir Nombre de doublets à répartir Les 8 électrons se répartissent en 4 doublets Il y a donc 12 doublets à répartir (liants puis non liants) Distribution des doublets liants et non liants Existence d’une lacune électronique pour le Bore. Ici le bore reçoit un doublet dans sa lacune. Il est «accepteur» L’ion hydrure H- fournit le doublet. Il est «donneur» La valence normale de l’azote est de 3 (+ un doublet liant), celle de l’oxygène est de 2 (+ 2 doublets non liants). N et O appartiennent à la deuxième période, la règle de l’octet doit être respectée et N peut être entouré de 4 liaisons au maximum (dont 1 liaison dative N O. Une répartition possible des 12 doublets est la suivante : Charges formelles La charge négative a pour origine un excédent électronique (-1) sur l’accepteur (d’où B-). O O N O D’où une charge globale négative pour l’ion [NO3]-