EduQ - Educació Química

Educació Química

Societat Catalana de Química - Filial de l’Institut d’Estudis Catalans

Energia, espontaneïtat i equilibri

Esquemas de conocimiento que guían el razonamiento sobre cómo y por qué ocurren las reacciones químicas

Prévoir l’évolution spontanée d’un système chimique: diagnostic, pistes et recommandations

Perfis conceituais de entropia e espontaneidade de processos físicos e químicos: uma abordagem voltada para a sala de aula

Educació Química EduQ

Juny 2023, número 32

Editors

Fina Guitart, Subdirecció General d'Innovació i Formació / INS

Jaume Balmes, Barcelona

Aureli Caamaño, SCQ, Barcelona

Pere Grapí, INS Joan Oliver, Sabadell

Consell Editor

Jordi Cuadros, IQS-URL, Barcelona

Josep Durán, UdG, Girona

Mercè Izquierdo, UAB, Barcelona

Claudi Mans, UB, Barcelona

Àngel Messeguer, CSIC, Barcelona

Neus Sanmartí, UAB, Barcelona

Amparo Vilches, UV, València

Consell Assessor

Consell Assessor Catalunya / Espanya

Joan Aliberas, INS Puig i Cadafalch, Mataró

Ángel Blanco, Universidad de Málaga

Miquel Calvet, INS Castellar, Castellar del Vallès

Josep Corominas, Escola Pia, Sitges

Anicet Cosialls, INS Guindàvols, Lleida

Eduard Cremades, Universitat de Barcelona

Carlos Durán, Centro Principia, Màlaga

Xavier Duran, TV3, Barcelona

Josep M. Fernández, UB, Barcelona

Dolors Grau, UPC, Manresa

Paz Gómez, INS Provençana, l’Hospitalet de Llobregat

Elvira González, Centro de Ciencias, Bilbao

Pilar González Duarte, UAB, Barcelona

Montse Heras, Universitat de Girona

Ruth Jiménez, UAL, Almeria

Teresa Lupión, Centro de Recursos UMA, Màlaga

Rosa Maria Marcè, URV, Tarragona

Luis Moreno, CEIPSO Vicente Aleixandre, Madrid

José María Oliva, UCA, Cadis

Laia Pallejà, ICIQ, Tarragona

Gabriel Pinto, UPM, RSEQ, Madrid

Marta Segura, Escola Pia Nostra Senyora, Barcelona

Romà Tauler, IDAEA-CSIC, Barcelona

Montse Tortosa, INS Ferran Casablancas, Sabadell

Gregori Ujaque, UAB, Barcelona

Nora Ventosa, ICMAB-CSIC, Barcelona

Josep Anton Vieta, UdG, Girona

Consell Assessor Internacional

María del Carmen Barreto, Universitat de Piura, Perú

Giovany Cabrera, Universidad del Valle, Colombia

José Antonio Chamizo, UNAM, México

Sibel Erduran, Universitat d’Oxford, Regne Unit

Odilla Finlayson, Universitat de Dublín, Irlanda

Lidia Galagowsky, Universitat de Buenos Aires, Argentina

Glinda Irazoque, UNAM, México

Isabelle Kermen, CREAD, França

Isabel P. Martins, Universitat d’Aveiro, Portugal

Cristian Merino, PUC del Valparaiso, Xile

Eduardo Mortimer, Universitat de Minas Gerais, Belo Horizonte, Brasil

Carlos Javier Mosquera, Universitat Distrital, Bogotà, Colòmbia

Fátima Paixão, Castelo Branco, Portugal

Vincent Parbelle, Lycée La Martinière, Lió, França

Ilka Parchmann, Universitat de Kiel, Alemanya

Mario Quintanilla, Pontifícia Universitat Catòlica, Xile

Santiago Sandi-Urena, Universidad de Costa Rica

Vicente Talanquer, Universitat d’Arizona, EUA

Societat Catalana de Química (SCQ)

https://blogs.iec.cat/scq/

President: Gregori Ujaque

filial de l’

Institut d’Estudis Catalans (IEC) Barcelona. Catalunya. Espanya

Impressió: Gráficas Rey

ISSN: 2013-1755

Dipòsit Legal: B-35770-2008

Editorial

Monografia: «Energia, espontaneïtat i equilibri»

3 Fina

Monografia: Energia, espontaneïtat i equilibri L’evolució històrica del concepte d’afinitat química: un continuat intent de trobar una explicació a per què

Esquemas de conocimiento que guían el razonamiento sobre cómo y por qué

Drets d’autor i responsabilitats

La propietat intel·lectual dels articles és dels respectius autors. Els autors, en el moment de lliurar els articles a la revista Educació Química EduQ per sol·licitar-ne la publicació, accepten els termes següents:

1. Els autors cedeixen a la Societat Catalana de Química (filial de l’Institut d’Estudis Catalans) els drets de reproducció, comunicació pública i distribució dels articles presentats per ser publicats a la revista Educació Química EduQ

2. Els autors responen davant la Societat Catalana de Química de l’autoria i l’originalitat dels articles presentats.

3. És responsabilitat dels autors l’obtenció dels permisos per a la reproducció de tot el material gràfic inclòs en els articles.

4. La Societat Catalana de Química està exempta de tota responsabilitat derivada de l’eventual vulneració de drets de propietat intel·lectual per part dels autors.

5. Els continguts publicats a la revista estan subjectes (llevat que s’indiqui el contrari en el text o en el material gràfic) a una llicència Reconeixement-No comercial-Sense obres derivades 3.0 Espanya (by-nc-nd), de Creative Commons, el text complet de la qual es pot consultar a https://creativecommons.org/licenses/by-nc-nd/3.0/es/deed.ca Així, doncs, s’autoritza el públic en general a reproduir, distribuir i comunicar l’obra sempre que se’n reconegui l’autoria i l’entitat que la publica i no se’n faci un ús comercial ni cap obra derivada.

6. La revista Educació Química EduQ no es fa responsable de les idees i opinions exposades pels autors dels articles publicats.

Protecció de dades personals

L’Institut d’Estudis Catalans (IEC) compleix el que estableix el Reglament general de protecció de dades de la Unió Europea (Reglament 2016/679, del 27 d’abril de 2016). De conformitat amb aquesta norma, s’informa que, amb l’acceptació de les normes de publicació, els autors autoritzen que les seves dades personals (nom i cognoms, dades de contacte i dades de filiació) puguin ser publicades en el corresponent volum de la revista Educació Química EduQ Aquestes dades seran incorporades a un tractament que és responsabilitat de l’IEC amb la finalitat de gestionar aquesta publicació. Únicament s’utilitzaran les dades dels autors per gestionar la publicació de la revista Educació Química EduQ i no seran cedides a tercers, ni es produiran transferències a tercers països o organitzacions internacionals. Un cop publicada la revista Educació Química EduQ, aquestes dades es conservaran com a part del registre històric d’autors. Els autors poden exercir els drets d’accés, rectificació, supressió, oposició, limitació en el tractament i portabilitat adreçant-se per escrit a l’Institut d’Estudis Catalans (C. del Carme, 47, 08001 Barcelona), o bé enviant un correu electrònic a l’adreça dades.personals@iec.cat, en què s’especifiqui de quina publicació es tracta.

Editorial

Presentació de la monografia: Energia, espontaneïtat i equilibri

espontaneïtat dels processos físics i químics és un concepte complex que es relaciona amb la causa que produeix aquests canvis. Als inicis de la química s’explicava mitjançant el concepte d’afinitat química, associat a la semblança de la naturalesa de les substàncies que reaccionen. Les explicacions van anant canviant al llarg del temps fins a arribar a les explicacions basades en el concepte d’entropia i la segona llei de la termodinàmica, i el concepte de potencial químic introduït per J. W. Gibbs, que avui utilitzem amb la denominació d’energia lliure de Gibbs.

La progressió en l’aprenentatge de l’espontaneïtat a l’educació secundària no segueix l’evolució històrica, tot i que alguns raonaments escolars poden identificar-se amb explicacions proposades històricament. Les explicacions fan referència a l’entropia, la qual permet predir l’evolució espontània d’un procés en funció de la segona llei de la termodinàmica, o a l’energia lliure de Gibbs, de gran utilitat pràctica en els processos a pressió i temperatura constants.

Aquesta monografia d’EduQ pretén abordar la complexitat didàctica que implica l’ensenyament i l’aprenentatge dels conceptes d’energia, espontaneïtat i equilibri, així com dels criteris que ens permeten predir l’evolució d’un sistema químic.

Pere Grapí i Aureli Caamaño, en el primer article “L’evolució històrica del concepte d’afinitat química: un intent continuat de trobar una explicació a per què tenen lloc les reaccions químiques”, ens descriuen quina ha estat l’evolució històrica d’aquest concepte, que ha seguit un relat històric molt complex, que aglutina diferents itineraris de recerca amb múltiples actors amb contextos diferents al llarg de molts segles.

Vicente Talanquer en l’article “Esquemas de conocimiento que guían el razonamiento sobre cómo y porqué ocurren las reaccions químicas” ens informa sobre el raonament dels estudiants, centrant-se en els esquemes de coneixement dominants al voltant de dues preguntes fonamentals: com (mecanisme) i per què (causalitat) tenen lloc les reaccions químiques, i les barreres conceptuals que generen en el procés d’aprenentatge, a partir d’investigacions de les últimes dècades sobre les idees i el raonament dels estudiants.

Jean-Baptiste Rota, en l’article “Prévoir l’evolution spontanée d’un système chimique: diagnostic, pistes et recommandations”, identifica dos problemes principals per abordar amb èxit l’ensenyament de la predicció de l’evolució espontània dels sistemes químics i l’estat de l’equilibri químic: la deficient representació de les reaccions químiques dels estudiants, que suposen que són neces-

sàriament totals i que només poden tenir lloc en un sentit, i la visió estàtica que tenen de l’equilibri químic.

Edenia M. R. do Amaral i Eduardo F. Mortimer en l’article “Perfis conceituais de entropia e espontaneidade de processos físicos e químicos: uma abordagem voltada para a sala de aula”” presenten les diferents formes de pensar i de parlar sobre l’espontaneïtat dels processos físics i químics i l’entropia que tenen lloc a l’aula i reflexionen sobre aspectes epistemològics, pedagògics i didàctics que poden possibilitar una aproximació contextualitzada i plural a aquests conceptes.

L’article “Magnituds termodinàmiques per a l’estudi de processos espontanis i d’equilibri químic” de Juan Quílez defineix dues magnituds fonamentals per al seu estudi: l’energia lliure de reacció, ��rG,i la constant d’equilibri termodinàmica, K, atenent a les seves unitats. També fa un resum dels errors que normalment presenten els llibres de text de química general en el tractament d’aquestes magnituds.

Klemens Koch, en l’article “Exploring energy and equilibri trough simple experiments”, presenta una dotzena de fenòmens en deu experiments que fan referència a l’energia, l’entropia i l’equilibri, tals com treball i calor, calent i fred amb un globus, treball pressióvolum en un guant invertit, bateria d’alumini-aire, oxidació de l’etanol amb una espiral de coure i arc de Sant Martí químic. En tots ells emfatitza la importància de l’elaboració d’explicacions perquè la seva realització contribueixi a l’aprenentatge.

Per acabar, Juan Quílez, en l’article “Disseny d’activitats pràctiques per a la comprensió d’idees clau de l’equilibri químic” insisteix en el fet que la comprensió de l’equilibri químic requereix que els estudiants de química revisin les idees que prèviament han desenvolupat al voltant de les reaccions químiques i proposa diverses activitats experimentals on es treballen les idees de “reacció incompleta” i “reversibilitat”.

Desitgem que els articles us inspirin en la vostra tasca docent, que us aportin coneixements transferibles a les classes de química, i que gaudiu de la seva lectura.

Aureli Caamaño, Fina Guitart, Pere Grapí Editors d’Educació Química EduQ

Fina Guitart Aureli Caamaño Pere Grapí

L’evolució històrica del concepte d’afinitat química: un continuat intent de trobar una explicació a per què tenen lloc les reaccions químiques

The historical evolution of the concept of chemical affinity: the continuing attempt to find an explanation for why chemical reactions occur

Pere Grapí Vilumara / Societat Catalana de Química; Societat Catalana d’Història de la Ciència i de la Tècnica Aureli Caamaño Ros / Societat Catalana de Química

resum

Elaborar un relat per intentar presentar de forma simple el procés històric de la comprensió de la causa de les reaccions químiques és una tasca inabastable. El relat històric és molt complex, aglutina diferents itineraris de recerca amb múltiples actors en contextos per força diferents i al llarg de molts segles. Els autors hem procurat mantenir un relat cronològic tot seleccionant aquells episodis que hem considerat més significatius. El nostre objectiu ha estat proveir d’un mínim de referents històrics que ajudin a comprendre quina ha estat l’evolució històrica de les idees sobre la causa dels canvis químics.

paraules clau

Afinitat, teoria dualista electroquímica, reactivitat, energia de Gibbs, potencial químic.

abstract

To shape a narrative to attempt presenting in a clear simple way the historical process of understanding the cause of chemical reactions is an unattainable task. The historical account is very complex, bringing together different research pathways with multiple actors in quite different contexts and over many centuries. The authors have intended to keep a chronological account while selecting those episodes that we have considered most relevant. Our aim has been to provide the minimum number of historical references to help understand the historical evolution of ideas on the cause of chemical changes.

keywords

Affinity, electrochemical dualistic theory, reactivity, Gibbs’ energy, chemical potential.

1. L’afinitat química com una qualitat o predisposició intrínseca d’un cos

El terme afinitat s’empra constantment en les obres químiques dels segles XVI i XVII a l’hora d’explicar els fenòmens naturals del món mineral. El terme expressava la semblança de naturalesa entre els cossos

mentre que la noció de tendència a la unió es considerava com una qualitat oculta que provenia del següent postulat: el semblant atreu i s’uneix al seu semblant. Aquesta noció s’integrà en les concepcions vitalistes que atribuïen qualsevol procés natural a la intervenció de l’Amistat i de l’Odi com a forces

abstractes que procuraven el canvi de propietats d’una primera matèria amorfa subjacent en les substàncies que es combinaven.

Els químics metal·lúrgics dels segles XVI i XVII foren deutors de les tradicions alquimistes en considerar que els cossos minerals, com els organismes vegetals; naixien d’unes llavors, creixien

dins d’una matriu a l’interior de la terra, on podien sofrir una evolució perfectiva vers l’estat de l’or. Estem, doncs, davant d’una visió animista del canvi químic que transcendia l’analogia amb el regne vegetal per adoptar referents antropomòrfics. Fins a meitats del segle XVII, la reacció química s’interpretava, generalment, com una unió entre dues substàncies que, sense ser del tot idèntiques, presentaven entre elles certa similitud en la seva naturalesa. La idea clau era que el semblant es combinava amb el semblant (Goupil 1991, 35-46).

2. L’afinitat com a conseqüència de la forma i el moviment de les partícules

Durant la primera meitat del segle XVII les diverses orientacions teòriques que coexistiren entre els practicants de la química no foren capaces de reemplaçar les concepcions animistes de manera prou satisfactòria per ser adoptada universalment. Fou el cop de timó impulsat pels filòsofs mecanicistes el que va permetre contemplar els problemes dels químics des d’una posició que oferia millors perspectives de resolució que les proporcionades per la visió animista.

Així, a partir de la segona meitat del segle XVII, els químics compromesos amb els principis i els mètodes mecanicistes menystingueren les simpatiesantipaties que caracteritzaven l’antiga noció d’afinitat. Aquest corrent afavorí l’explicació dels fenòmens observables en termes de mecanismes materials que podien ser visualitzats de forma semblant als mecanismes dels instruments que funcionaven sense cap recurs immaterial.

El químic Nicolas Lémery (1645-1715) (fig. 1), tot seguint rigorosament el mètode cartesià, explicà els fenòmens químics segons la forma i el moviment de

les partícules de la matèria. En el seu Cours de Chymie, Lémery explicà els fenòmens químics mitjançant mecanismes en què tan sols es pressuposava l’existència de partícules dotades de forma i de moviment, sense necessitat de recórrer a entitats metafísiques. Així, l’acció d’un àcid sobre un àlcali representà el prototipus de fenomen per a totes les reaccions químiques i la seva interpretació es pot considerar com el paradigma de les explicacions mecanicistes de la química. Els àcids es consideraven formats per partícules punxegudes en moviment que el sentit del gust posava de manifest i, per altra part, els àlcalis —definits com a substàncies que reaccionaven amb els àcids provocant efervescències— estaven formats per partícules poroses. La diferència entre els diferents àlcalis s’atribuïa a la diferència dels seus porus i per tal que un àcid reaccionés amb un àlcali calia que hi hagués certa proporció entre les punxes de l’àcid i els porus de l’àlcali. La idea que les substàncies reaccionaven perquè mostraven certa similitud havia desaparegut.

La influència dels filòsofs mecanicistes fou força notable en l’obra de Robert Boyle (16271691), filòsof natural irlandès. Una de les principals contribucions de Boyle a la química fou la de dignificar-la a ulls dels filòsofs naturals. Per assolir aquest objectiu, Boyle cregué que presentar els fenòmens químics en termes d’accions purament mecàniques constituiria un argument suficientment persuasiu per obtenir l’acceptabilitat de la química en el cercle de la filosofia natural.

Si bé la creença en la naturalesa corpuscular de la matèria proporcionà als químics una imatge mental convincent del decurs d’algunes reaccions químiques, l’objectiu d’explicar els canvis químics a partir únicament de la forma i el moviment de les partícules en prou feines s’assolí. Malgrat tot això, la filosofia mecanicista encara prestaria un últim servei a la química. L’obra de Boyle va tenir un efecte més que notable en el pensament d’Isaac Newton i la influència d’aquest fou determinant en l’evolució de les doctrines químiques que sofririen un profund i fructífer canvi d’orientació durant el segle XVIII.

3. El somni newtonià de l’afinitat com a força d’atracció entre les partícules

La principal aportació d’Isaac Newton (1642-1727) a la química fou la de proporcionar una nova via per a la interpretació del canvi químic. La idea que les substàncies es combinessin mitjançant una força d’atracció entre les seves partícules fou acollida pels químics newtonians com a més racional que el concepte d’afinitat i com a menys especulativa que el punt de vista mecanicista. Newton considerà que la reactivitat química i la seva principal característica —l’electivitat— es

Figura 1. Nicolas Lémery. Domini Públic, imatge procedent de Wikimedia Commons.

podien explicar mitjançant una teoria corpuscular de la matèria a imatge i semblança de la seva teoria de l’atracció universal.

En la Qüestió XXI de la seva Òptica (1706) (fig. 2), Newton dedicà força interès a mostrar les experiències en les quals un metall, submergit en una solució d’una sal d’un altre metall, desplaçava aquest últim tot precipitant-lo. Aquest era el tipus de reaccions que qualsevol teoria sobre el canvi químic havia d’intentar explicar per tal d’acreditar els seus mèrits. Reprenent pel seu compte la idea d’atracció de curt abast entre partícules, Newton intentà donar una explicació coherent i satisfactòria del fenomen.

molt particularment, les ganes de poder articular-les per explicar els fenòmens químics sumí molta gent de ciència en el nomenat “somni newtonià” fins a principis del segle XIX.

Durant el segle XVIII, els químics newtonians trobaren extraordinàriament persuasiva i prometedora la interpretació del canvi químic en termes d’unes atraccions de curt abast entre partícules. Tanmateix, la influència de Newton anà més enllà de la seva interpretació de les reaccions químiques en proporcionar als químics una atracció de curt abast que fou considerada com la causa immediata de les afinitats observades en les reaccions químiques, fins al punt que els termes atracció i afinitat s’assimilaren i acabaren sent sinònims. Aquesta assimilació convertí les afinitats en susceptibles de ser quantificades i instal·là en els químics newtonians l’esperança de fer de la química una ciència tan rigorosa, predictiva i matematitzable com ho era la mecànica. No obstant això, no tots els químics d’aquell segle se sentiren compromesos amb la persecució d’aquest somni newtonià (Duncan 1996, 32-109; Stengers 1991).

4. Les taules d’afinitats: una manera d’establir afinitats electives i predir els resultats d e les reaccions

El pensament filosòfic del segle XVIII es caracteritzà, entre altres moltes coses, pel seu intent de fer encaixar els sabers coneguts en un tot sistemàtic i ordenat. Com que la metodologia reconeguda per arribar a formular lleis generals era la inducció a partir dels fets observats, l’esperança que aquesta inducció pogués materialitzar-se fou un dels motius principals per buscar un ordre o patró en els fets registrats. La idea de confeccionar llistes de substàncies tot seguint l’ordre de la tendència a combinar-se no era pas una novetat a principis del segle XVIII. No obstant això, el mèrit de concebre el prototipus d’allò que més endavant es reconeixeria com una taula d’afinitats es deu exclusivament a Etienne-François Geoffroy (1672-1731).

El mateix Newton havia afirmat en la seva Òptica que hi havia forces de la naturalesa capaces d’adherir les partícules amb unes atraccions potentíssimes que els filòsofs naturals acabarien descobrint. Aquest fou un suggeriment que constituí un veritable repte per a la posteritat. La recerca d’aquestes atraccions i,

Existí un grup de químics que jutjaren l’orientació newtoniana com inútil i contrària a la finalitat de la química. Aquests químics reemplaçaren sovint el terme d’afinitat pel de relació (rapport), tot entenent amb aquest últim terme l’aptitud d’algunes substàncies a unir-se químicament amb altres. D’aquesta manera, la idea d’afinitat adquirí una dimensió qualitativa, comparativa i classificatòria subjacent en la confecció de les anomenades taules d’afinitat.

Sota el nom genèric de taules d’afinitats es designà tota una sèrie de temptatives realitzades amb la intenció de consignar en una taula els coneixements concernents als resultats de les reaccions químiques. La primera taula (fig. 3) aparegué el 1718, en la memòria de Geoffroy Table des differents rapports observés en Chimie entre differents substances Tot i que el mot afinitat no figura ni en el títol ni el text de la memòria, la taula cal considerar-la com la primera descripció i construcció d’una taula d’afinitats. Geoffroy va tenir la idea d’ordenar les substàncies en setze columnes per ordre de la seva tendència a la unió de les unes per les altres.

La taula de Geoffroy va servir per instaurar el format estàndard per la resta de les taules que se succeïren durant el segle XVIII. Totes les taules d’afinitats estaven constituïdes per un cert nombre de columnes, cada columna per un cert nombre de cel·les i cada cel·la contenia el símbol alquímic d’una substància. A la capçalera

Figura 2. Portada de la primera edició del 1704 de l’Òptica de Newton. Domini Públic, imatge procedent de Wikimedia Commons

de cada columna hi havia el símbol de la substància de referència per a la resta de substàncies de la columna. En cada columna les substàncies estaven seqüenciades —de dalt a baix— per ordre decreixent de la seva afinitat respecte de la substància de referència corresponent. El fonament empíric de la taula eren les reaccions de desplaçament en les quals una substància abandonava el medi de reacció mitjançant una precipitació o un alliberament gasós.

La idea que presidia l’ordenació de cada columna era la següent: com més amunt estava una substància més gran era la seva afinitat per la substància que encapçalava la columna, i no podia ser desplaçada per cap de les substàncies situades dessota, a les quals, al contrari, si podia desplaçar de les seves combinacions. Queda clar, doncs, que les taules emfasitzaven una de les característiques essencials de la tendència a la unió: l’electivitat D’aquí prové el terme afinitat electiva

La segona meitat del segle XVIII marcà el punt àlgid de l’èxit de les afinitats químiques electives. La voga de l’afinitat fou tal que els químics es veieren obligats a emprar el terme i el concepte i, també, a retocar o reproduir una taula d’afinitats en els seus textos de química. Però tan sols aquells químics partidaris de les concepcions newtonianes varen intentar construir una teoria coherent amb l’esperança de poder quantificar l’afinitat.

5. L’afinitat com a atracció electiva independent de les condicions experimentals

Les reaccions químiques es consideraven reaccions completes, que es produïen sempre en un mateix sentit que només depenia de la naturalesa dels reactius i era independent, inicialment, de les condicions experimentals. L’afinitat o atracció electiva traduïa la tendència de dues substàncies a unir-se segons una lògica de tot o res, la més forta guanya. La idea

que una reacció pogués ser invertible no era acceptada.

Alguns químics, com el suec Olof Bergman (1735-1784), un newtonià convençut, presentà les seves idees sobre les atraccions químiques el 1775 en una cèlebre dissertació. El fonament de la seva teoria era que l’ordre de les afinitats pròpies de les substàncies era sempre constant, tot i que es podia pertorbar si variaven les condicions externes: la calor i l’aigua que actuava com a dissolvent.

S’han documentat entre 1730 i 1790 un total de trenta-un intents de classificació de les substàncies en taules seguint l’ordre de les afinitats, però la taula de Bergman fou la de més èxit i la que marcà la pauta fins a finals del segle XVIII. La seva taula —amb cinquanta-nou columnes— superà totes les realitzades fins al moment i es convertí en el nou model a seguir quasi setanta anys després de l’aparició de la taula de Geoffroy.

6. Primeres temptatives per quantificar les afinitats La quantificació de les afinitats va ser un aspecte que ben aviat va preocupar als químics amb una aproximació newtoniana a les afinitats químiques. Des de sempre un canvi ràpid es va considerar un canvi fàcil, de manera que la reactivitat es va associar amb l’afinitat entre les substàncies que reaccionaven. Un dels primers intents en aquest sentit el va dur a terme el químic alemany Karl Friedrich Wenzel (1740-1793) que el 1777 va publicar la Teoria de l’afinitat de les substàncies, en la qual descrivia la rapidesa amb què els metalls es dissolien en els àcids. Wenzel va trobar que aquesta rapidesa depenia de la concentració de l’àcid i també de la seva naturalesa. Com el seu objectiu era

número 32

concepte d’ afinitat química : un continuat intent de trobar una explicació a per què tenen lloc...

Figura 3. Taula d’afinitats de Geoffroy del 1718. Histoire de l’Académie Royale des Sciences (1720), planxa 8, p. 212.

estimar les afinitats químiques, va concloure que l’afinitat de les substàncies respecte d’un solvent comú era inversa al temps de dissolució (Goupil 1992, 185-186). Així doncs, va atribuir una afinitat més gran a la substància que reaccionava més ràpidament. Tot i que la temptativa de Wenzel no va atreure l’atenció dels seus contemporanis, cal valorar-la perquè va ser reconsiderada —en termes de velocitat de reacció— a la segona meitat del segle XIX.

7. Un nou concepte: l’acció química de Berthollet

La comprensió del canvi químic sofriria una convulsió important quan es va prendre consciència que els efectes de la quantitat dels reactius sobre el decurs d’una reacció no podien ser interpretats en termes d’afinitats químiques electives. L’escenari en què va tenir lloc aquest episodi de la història de la química tindria un personatge central —Claude-Louis Berthollet (1748-1822) (fig. 4)— i un context divers i complex de tipus científic, econòmic, polític, militar i educatiu. L’origen de les idees de Berthollet va estar estretament vinculat amb la producció del salnitre (nitrat de potassi) per la fabricació de la pólvora en la França revolucionària. Fou precisament en la refineria de salnitre de Saint Germain-desPrés, a París, on els operaris informaren Berthollet que, en extreure el nitrat de potassi del material brut, havien observat com, en augmentar la concentració del nitrat de potassi en les aigües dels rentats, disminuïa la seva capacitat per dissoldre més salnitre, i com en afegir-hi més aigua es regenerava la seva capacitat extractiva. Aquests fets serviren Berthollet per intuir que l’afinitat responsable de les dissolucions no podia ser una força absoluta.

Berthollet proposà que l’afinitat química canviava per efecte de la quantitat (avui diríem concentració) dels reactius. No obstant això, la reflexió més profunda de Berthollet sobre el canvi químic es produí en un període de la seva vida compromès amb Napoleó Bonaparte. Aquest confià Berthollet l’organització de la comissió científica que l’acompanyaria en la seva expedició a Egipte (1798-1799). Un dels objectius immediats de l’expedició fou la prospecció de recursos salins per a futures explotacions. Berthollet estudià la possibilitat d’explotar els dipòsits naturals de sosa (carbonat de sodi), un producte de fort impacte econòmic en el refinament del salnitre. En els llacs salats de la vall del Natró, Berthollet descobrí que les voreres dels llacs estaven plenes de carbonat de sodi. Aquesta observació no era predicible d’acord amb les lleis de les afinitats electives atès que la reacció permesa és la que es produeix entre el clorur de calci i el carbonat de sodi per donar clorur de sodi i carbonat de calci.

CaCl2(aq) + Na2CO3(aq)

2 NaCl(aq)+ CaCO3(s)

Per tant, no s’hauria d’haver trobat carbonat de sodi perquè hauria d’estar exhaurit. Per explicar la seva presència, Berthollet va considerar que el resultat d’una reacció no estava predeterminat i que si s’observava una reacció completa era degut al fet que algun dels productes s’eliminava (com a vapor o com a precipitat).

Berthollet es va adherir a un concepte newtonià de força per explicar les reaccions químiques, entenent l’afinitat química com una mena de força gravitacional, que depenia de les quantitats dels reactius. La seva teoria, publicada el 1803 en el text Essai de Statique Chimique, atorgava un paper preponderant a les quantitats dels reactius i dels productes, la qual cosa era contrària al principi de les afinitats electives constants.

Una reacció de desplaçament no era mai completa: hi havia un estat d’equilibri entre forces d’afinitat oposades. La intensitat d’aquestes forces depenia de dos factors: la diferència entre les seves afinitats relatives i la proporció quantitativa. L’equilibri que s’aconseguia era estàtic, d’una manera anàloga a un equilibri mecànic. Tanmateix, l’extensió de la reacció química venia determinada per l’estat físic dels reactius que podia afectar el grau en què les afinitats intervenien.

Els treballs de Berthollet marcaren un punt d’inflexió decisiu en l’evolució del concepte d’afinitat concebut des d’una perspectiva estrictament newtoniana. La causa de les reaccions químiques es va atribuir a un concepte nou, l’acció química que s’exercia en funció de l’afinitat i de la quantitat dels reactius. La consideració de les quantitats dels reactius com un factor clau permetia explicar les reaccions incompletes, així com el fet que

Figura 4. Claude-Louis Berthollet Domini Públic, imatge procedent de Wikimedia Commons

pogués ocorre una reacció en sentit directe (d’acord amb el marc conceptual de les afinitats electives) i una reacció inversa (prohibida en el mateix marc conceptual). Cal destacar que Berthollet no parla de reaccions incompletes en el sentit actual de reaccions limitades i reversibles, sinó de reaccions en un estat d’equilibri conseqüència d’una igualació de forces. Les reacciones completes passen a ser excepcions de les reaccions en general.

La concepció de Berthollet de l’afinitat va tenir un important corol·lari: es podien obtenir compostos amb proporció variable dels seus elements. Aquesta conjectura sobre les proporcions variables de combinació de les substàncies —escenificada en la controvèrsia amb Joseph-Louis Proust (1754-1826)— fou el motiu més emblemàtic per rebutjar totalment o parcialment la seva nova visió del canvi químic (Grapí i Izquierdo 1997).

8. La naturalesa elèctrica de l’afinitat química

La controvèrsia que s’establí en la darrera dècada del segle XVIII sobre l’origen de l’electricitat animal —escenificada en les investigacions de Luighi Galvani (1737-1798) i d’Alessandro Volta (1745-1827)— acabà amb el descobriment per part d’aquest últim de l’electricitat generada per contacte entre metalls diferents a través d’un electròlit i la posterior invenció de l’instrument —la pila elèctrica— que impulsà una nova tradició en la química.

La invenció de la pila de Volta fou acollida amb entusiasme pels seguidors del corrent romàntic de la Naturphilosophie germànica. Aquest corrent filosòfic considerava que els fenòmens naturals requerien ser tractats no tant en termes de partícules sinó, més aviat, a partir de les forces que la

matèria manifestava. Scheeling, el filòsof romàntic que millor sistematitzà les idees de la Naturphilosophie, postulà que tots els fenòmens fisicoquímics observats a la naturalesa eren expressions d’una mateixa força subjacent. És a dir, forces com la calor, la llum, l’electricitat, el magnetisme i l’acció química eren efectes d’una mateixa força universal. Si això era així, aleshores, havia de ser possible la interconversió entre aquestes forces. En aquest context, la pila de Volta aparegué com un instrument que certificava la conversió de l’acció química en electricitat. És fàcil entendre, doncs, que per als pensadors de la Naturphilosophie les afinitats químiques i les polaritats elèctriques estiguessin en millor disposició per explicar determinats fenòmens químics que no pas les atraccions newtonianes de curt abast associades a les partícules de la matèria.

El descobriment de la pila elèctrica i dels efectes químics de l’electricitat que generava obrí noves perspectives a les qual s’integrarien les afinitats químiques. El químic anglès Humphrey Davy (1778-1829) dugué a terme a partir del 1810 una sèrie d’experiments, tot aprofitant el potencial analític de la pila, que el portaren al convenciment que l’afinitat química i la interacció elèctrica eren manifestacions d’una mateixa força. Davy llegí el 1806 a la Royal Society de Londres una dissertació en què va fer públiques les seves primeres idees sobre la naturalesa elèctrica de les afinitats químiques que es resumeixen de la manera següent: dos cossos que tenen tendència a combinar-se s’electritzen amb polaritats contràries en entrar en contacte. Les forces que així es generen propicien la unió dels cossos en un nou compost elèctricament neutre. Si en les mans de Davy la pila

elèctrica s’havia convertit en un poderós instrument analític que havia dut, per primera vegada, a l’electrificació de les afinitats, en les mans del químic suec JönsJacob Berzelius (1779-1848) (fig. 5) es convertí en un mitjà per interpretar les combinacions químiques no tan sols en termes de proporcions de matèria combinada sinó, també, dels fluxos elèctrics implicats. Berzelius pretengué construir un sistema explicatiu tant del canvi químic com de les proporcions de combinació acoblant la hipòtesi atòmica de la matèria amb l’afinitat química. El seu sistema dualista electroquímic es fonamentava en la idea que les partícules que componen tots els cossos posseïen una polaritat elèctrica —una part de la partícula s’electritzava positivament mentre l’altra ho feia negativament. El tipus d’electricitat que estava en excés en un pol respecte de l’altre fixava el caràcter electropositiu o electronegatiu de la substància. La desigual intensitat d’aquesta polaritat constituïa la causa de la diferent força amb què les substàncies exercien les seves afinitats (Grapí 2008).

número 32

d’ afinitat química : un continuat intent de trobar una explicació a per què tenen lloc...

Figura 5. Jöns-Jacob Berzelius Domini Públic, imatge procedent de Wikimedia Commons

9. La calor de reacció com a quantificació de l’afinitat

A meitats del segle XIX el naixement de la termoquímica i de la termodinàmica marcarien una mutació epistemològica important en la comprensió del canvi químic fonamentada, primer, en la concepció de la calor més com una mesura de l’estat d’agitació de les partícules de la matèria que no pas com un fluid imponderable i, segon, en la renúncia a cercar les causes primeres del canvi químic per cenyir-se a interpretar únicament els efectes observables de l’afinitat química. És a dir, els químics es proposaren deixar de banda les forces d’interacció i fixar la seva atenció en l’observació i determinació numèrica dels efectes d’aquestes forces.

El químic suec Julius Thomsen (1826-1909) va exposar el 1853 els fonaments d’un sistema termoquímic d’interpretació del canvi químic que pretenia establir una funció d’estat per als sistemes químics anàloga a l’energia potencial mecànica. En aquest intent, Thomsen vinculà quantitativament l’afinitat amb la calor alliberada en una reacció en afirmar que aquesta última era proporcional a l’afinitat entre dos cossos que reaccionen

En una memòria publicada el 1854, Thomsen utilitzà la termoquímica per explicar el caràcter espontani d’una reacció química: “L’afinitat de dos cossos es manifesta pel poder que tenen de combinar-se directament; quan la combinació es produeix, es desprèn una quantitat de calor proporcional a l’afinitat dels dos cossos. La calor de reacció representa la diferència d’energia continguda en un sistema químic abans i després de la reacció. Per analogia amb un sistema mecànic, una reacció química pot ser definida pel treball de les forces químiques i

la disminució de l’energia potencial d’aquestes forces”.

El químic francès Marcelin Berthelot (1827-1907) començà a interessar-se per la termoquímica a partir de 1864 i en 1879 publica l’Essai de mécanique chímique fondée sur la thermochimie (22), fundat sobre tres principis ja formulats en la seva primera memòria de 1865 (23). El primer principi: “La quantitat de calor despresa en una reacció qualsevol mesura la suma de treballs químics i físics efectuats per aquesta reacció”. El segon principi fa referència al fet que la calor despresa o absorbida per una reacció depèn només de l’estat inicial i final del sistema. I el tercer principi és el principi del treball màxim: “Tot canvi químic, que té lloc sense intervenció d’una energia externa, tendeix a la producció de la substància o del sistema de substàncies que allibera més calor”. L’explicació és molt similar a la donada per Thomsen el 1854.

A meitats del segle XIX el naixement de la termoquímica i de la termodinàmica marcarien una mutació epistemològica important en la comprensió del canvi químic fonamentada

Durant els anys en què Thomsen i Berthelot realitzaren els seus estudis, altres investigadors mostraren l’existència d’un nombre creixent de reaccions que no obeïen aquest principi de la termoquímica. Es tractava de les reaccions endotèrmiques que tenien lloc amb absorció d’energia del medi i les reaccions de dissociació a alta temperatura. Les característiques de les

reaccions de dissociació, en ser reaccions d’equilibri, posaven un altre problema: el fet que dues reaccions inverses l’una de l’altra (una endotèrmica i l’altra exotèrmica) poguessin tenir lloc espontàniament i simultàniament en les mateixes condicions, estava en contradicció amb el principi del treball màxim.

10. L’afinitat en el cas de les reaccions incompletes: reversibilitat, equilibri químic i llei d’acció de masses

Reaccions incompletes causades per la reversibilitat de la reacció La necessitat d’explicar reaccions incompletes com la formació d’èsters orgànics, que s’observaven més fàcilment que la formació de sals inorgàniques —atesa la seva lentitud— va motivar tornar a considerar el caràcter invertible de determinades reaccions.

Els químics francesos Marcellin Berthellot (1827-1907) i Léon Péan de Saint-Gilles (1832-1862) van estudiar la reacció d’esterificació entre un alcohol i un àcid orgànic que donava un ester i aigua i van observar que era una reacció lenta i incompleta, és a dir, que es deté abans que tots els reactius s’hagin combinat. El mateix fenomen van observar en la reacció inversa de l’ester amb l’aigua. Per explicar l’existència d’aquest límit en la progressió de la reacció, varen suposar que l’aigua formada per la reacció de l’àcid sobre l’alcohol exercia una acció de descomposició sobre l’èster produït, regenerant l’alcohol i l’àcid (Ganaras i Dumon, 2003).

Per Berthellot, l’estat d’equilibri de la reacció era resultant d’una competició entre dues reaccions. Aquest estat depenia de la temperatura i es podia aconseguir en un temps més o menys llarg segons la temperatu-

ra, i estava influenciat per les quantitats inicials d’àcid i d’alcohol: “Es pot obtenir un major rendiment per un excés d’una o una altra de les substàncies inicials”. Malgrat que els dos químics expliquen que el límit de la reacció d’esterificació és degut a la reacció inversa, no aconsegueixen explicar convenientment que les dues reaccions oposades són possibles simultàniament i que, de fet, es produeixen alhora.

En els anys 1851-1854 el químic anglès Alexander William Williamson (1824-1904) en els seus estudis sobre la reacció d’esterificació de l’alcohol per l’àcid sulfúric (26), introduí l’aspecte dinàmic de la transformació química. Per explicar la coexistència en una reacció de doble descomposició entre dues sals, de quatre substàncies químiques en la mescla, proposà la idea que hi havia dues reaccions que tenien lloc al mateix temps, en sentit directe i en sentit invers.

L’equilibri químic i la llei d’acció de masses

A la segona meitat del segle XIX, el matemàtic Cato-Maximilien Guldberg (1836-1902) i el químic Peter Waage (1833-1903), ambdós noruecs, es varen associar per intentar determinar els valors de les afinitats químiques tot seguint una metodologia distant de l’emprada des de la termoquímica. El seu punt de partida va ser el concepte de força d’afinitat que expressaren en funció de les concentracions i de les velocitats de reacció. Els seus resultats es varen conèixer en tres articles publicats els anys 1864 (en noruec), el 1867 (en francès) i el 1879 (en alemany) (Quílez, 2004, 2009).

Guldberg i Waage varen considerar el 1867 que una reacció química tenia lloc sota la influència de la força resultant de

totes les atraccions que s’exerceixen les diferents partícules en presència en el medi de reacció. Per analogia amb la mecànica, van considerar que en l’estat d’equilibri químic les forces que impulsen la reacció inicial i la reacció inversa s’equilibren.

Finalment, el 1879 varen abordar el problema des d’un punt de vista dinàmic considerant l’equilibri químic com el resultat de la igualació de les velocitats de les dues reaccions inverses que constituïen una reacció invertible. Va ser en aquest darrer article, publicat en una revista de gran difusió, on varen establir la llei d’acció de masses que porta el seu nom (Goupil 1991, 270-275).

11. L’afinitat com a potencial químic de les substàncies

Les aproximacions teòriques al concepte d’afinitat química elaborades fins aleshores s’havien caracteritzat per la seva vaguetat. Aquesta situació es va començar a desencallar amb el desenvolupament durant la segona meitat del segle XIX de la termodinàmica, una disciplina que es contemplava com a unificadora de la física i la química. Des d’aquesta nova perspectiva es va intentar cercar una funció d’estat que en el cas dels fenòmens fisicoquímics pogués jugar el paper de l’energia potencial en un sistema mecànic. És a dir, una funció d’estat que assolís un valor mínim en l’estat d’equilibri d’un sistema químic. Entre els fisicoquímics que van tractar de trobar aquesta funció, tot fent intervenir el segon principi de la termodinàmica, cal destacar a August Friedrich Horstmann (1842-1929), François Jacques Dominique Massieu (1832-1896) Josiah Willard Gibbs (1839-1903) i Hermann von Helmholtz (1821-1894).

El segon principi de la termodinàmica, enunciat el 1868 per

Rufolf Clausius (1822-1888) permetia explicar la direcció de tot canvi mitjançant la funció termodinàmica de l’entropia: “L’entropia de l’univers tendeix a un màxim”. D’acord amb aquest principi, el “motor” de les reaccions químiques no seria la disminució de l’energia del sistema, sinó l’augment de l’entropia de l’univers.

Gibbs (fig. 6) en tractar sobre el problema de l’equilibri en sistemes heterogenis, en un article publicat en tres parts entre 1876-1877, va introduir la magnitud que va denominar “potencial relatiu” i que posteriorment va ser coneguda com el “potencial químic” d’una substància.

Aquest potencial químic es va definir com la derivada de l’energia de Gibbs del sistema reaccionant, G, respecte de la quantitat de substància:

= (dG/dni)p,T,nj

Gibbs va establir les condicions de l’evolució dels equilibris químics en funció del valor del potencial químic, tot demostrant que aquest havia de romandre

Figura 6. Josiah Williard Gibbs Domini Públic, imatge procedent de Wikimedia Commons

constant per a cada component en totes les fases del sistema en assolir l’equilibri. No obstant això, els estudis de Gibbs no van ser reconeguts ni utilitzats immediatament pels químics (Goupil 1991, 285-289).

12. L’afinitat com una magnitud que mesura la distància a l’estat d’equilibri

Les aportacions anteriors estaven emmarcades dins del domini de la termodinàmica clàssica que estudiava els fenòmens reversibles i els sistemes en equilibri. No obstant això, a la segona meitat del segle XX s’imposà una nova visió del canvi químic. El fisicomatemàtic belga Théophile-Ernest de Donder (1872-1957) estudià els canvis químics com a fenòmens essencialment irreversibles. El terme irreversibilitat expressa la impossibilitat d’invertir completament el sentit d’una reacció sense provocar alteracions en el seu entorn. Fruit d’aquests estudis fou la introducció el 1922 de la magnitud afinitat A, per determinar el sentit d’un canvi químic.

Aquesta nova magnitud era una funció d’estat del sistema que caracteritzava la seva evolució en cada instant; mesurava el seu distanciament respecte de la situació d’equilibri i el seu signe determinava el sentit de les reaccions susceptibles de conduir-lo a l’equilibri. El caràcter predictiu de la nova magnitud traduïa, doncs, quantitativament, la idea de tendència a la unió entre dues substàncies en un canvi químic que des del segle XVIII ja s’havia designat com afinitat (Goupil 1991, 297-304; Dumon 2020).

Referències

Antzoulatos, V. (2017). «Quel est le moteur des réactions chimiques?». L’Actualité Chimique, núm. 421, p. 46-48.

Antzoulatos, V. (2019). «Berthelot’s Pathway from Synthesis to Thermochemistry». Ambix, núm. 66, vol. 1, p. 51-71

Dumon, A. (2020). «La prévision de l’acte chimique. De l’affinité aux chaleurs de réaction». L’Actualité Chimique, núm. 452, p. 35-39.

Dumon, A. (2020). «La prévision de l’évolution d’un système chimique». L’Actualité Chimique, núm. 459, p. 47-52.

Duncan, A. M. (1996). Laws and Order in Eighteenth-Century Chemistry Oxford: Clarendon Press.

Ganaras, K.; Dumon, A. (2003). «La construction du concept d’équilibre chimique». L’Actualité chimique, núm. 266, p.37-46.

Goupil, M. (1991). Du Flou au Clair? Histoire de l’Affinité Chimique Paris: Éditions du CTHS.

Grapí, P. (2008). «L’electrificació del canvi químic. Els inicis al primer quart del segle XIX». Educació Química EduQ, núm. 1, p. 51-57.

Grapí, P. (2022). Els orígens de l’afinitat química. Clàssics de la Química 11. Barcelona: Societat Catalana de QuímicaInstitut d’Estudis Catalans.

Grapí, P.; Izquierdo, M. (1997). «Berthollet’s Conception of Chemical Change in Context». Ambix, núm. 44, vol. 3, p.113-130.

Quílez, J. (2004). «A historical approach to the development of chemical equilibrium through the evolution of the affinity concept: some educational suggestions». Chemistry Education Research and Practice, núm. 5, vol. 1, p. 69-87.

Quílez, J. (2009). «From Chemical Forces to Chemical Rates: A Historical/Philosophical Foundation for the Teaching of Chemical Equilibrium». Science

& Education, núm.18, vol. 9, p. 1203-1251.

Stengers, I., (1991). «La afinidad ambigua: el sueño newtoniano de la química del siglo XVIII». A: Michel Serres (ed.), Historia de las Ciencias, p. 337-362.

Madrid: Ediciones Càtedra.

Pere Grapí Vilumara

Llicenciat en ciències químiques per la Universitat de Barcelona i doctor en filosofia i lletres (programa «Història de la ciència») per la Universitat Autònoma de Barcelona. Ha estat catedràtic de física i química d’ensenyament secundari. Les seves principals àrees de recerca en història de la ciència són la química de final del segle xviii i principi del segle xix i les relacions entre la història de la ciència i l’ensenyament. pgrapi@gmail.com

Aureli Caamaño

Enginyer químic per l’IQS, llicenciat en ciències químiques i doctor en química per la Universitat de Barcelona i graduat en Humanitats per la UPF. Ha estat catedràtic de física i química d’ensenyament secundari i ha impartit nombrosos cursos de formació del professorat a Espanya i Llatinoamèrica. És coordinador i coautor del llibre Enseñar Química. De las sustancias a la reacción química i coeditor de les revistes Alambique i Educació Química EduQ aurelicaamano@gmail.com

Esquemas de conocimiento que guían el razonamiento sobre cómo y por qué ocurren las reacciones químicas

Esquemes de coneixement que guien el raonament sobre com i per què es produeixen les reaccions químiques

Knowledge schemas that guide reasoning about how and why chemical reactions occur

Vicente Talanquer / Department of Chemistry and Biochemistry, University of Arizona, Tucson AZ, 85745 US

resumen

Los resultados de las investigaciones en educación química en los últimos 50 años proporcionan información valiosa sobre el razonamiento de los estudiantes acerca de cómo y por qué ocurren las reacciones químicas. El análisis de estos resultados permite inferir esquemas de conocimiento que parecen guiar el razonamiento de la mayoría de los estudiantes en esta área en diferentes etapas de su formación. En este artículo se describen estos esquemas dominantes y las barreras conceptuales que generan en el proceso de aprendizaje. Esta caracterización hace evidente la complejidad de los conocimientos que queremos que los estudiantes desarrollen y resalta la urgencia de realizar cambios en currículos, métodos de enseñanza y estrategias de evaluación tradicionalmente utilizados en la enseñanza de la química.

palabras clave

Espontaneidad, esquemas de conocimiento, razonamiento de los estudiantes, reacción química.

resum

Els resultats de les investigacions en educació química en els darrers 50 anys proporcionen informació valuosa sobre el raonament dels estudiants sobre com i per què tenen lloc les reaccions químiques. L’anàlisi d’aquests resultats permet inferir esquemes de coneixement que semblen guiar el raonament de la majoria dels estudiants en aquesta àrea en diferents etapes de la seva formació. Aquest article descriu aquests esquemes dominants i les barreres conceptuals que generen en el procés d’aprenentatge. Aquesta caracterització fa evident la complexitat dels coneixements que volem que els estudiants desenvolupin i ressalta la urgència de fer canvis en currículums, mètodes d’ensenyament i estratègies d’avaluació tradicionalment utilitzats en l’ensenyament de la química.

paraules clau

Espontaneïtat, esquemes de coneixement, raonament dels estudiants, reacció química.

abstract

Results from research in chemistry education in the last 50 years provide valuable insights into how students reason about how and why chemical reactions happen. The analysis of these results allows us to infer knowledge schemas that seem to guide student reasoning in this area at different stages in their schooling. This paper describes these dominant knowledge schemas and the conceptual barriers they create during the learning process. This characterization makes explicit the complexity of the understandings we want students to develop and highlights the urgent need for changes in traditional curricula, teaching practices, and assessment strategies in chemistry education.

keywords

Chemical reaction, knowledge schemas, spontaneity, student reasoning.

1. Introducción

El tema de reacción química es central en los currículos de cursos introductorios de química en todos los niveles educativos. En general, se busca que los estudiantes entiendan las características distintivas de estos procesos a nivel macroscópico y submicroscópico, aprendan a representarlos en forma simbólica y a modelarlos con diagramas corpusculares, y construyan explicaciones y hagan predicciones cualitativas y cuantitativas sobre los productos de distintos tipos de reacciones, su direccionalidad, extensión y rapidez con base en su comprensión de por qué y cómo ocurren. Alcanzar estos objetivos de aprendizaje requiere la integración de múltiples conceptos e ideas tales como estructura atómica y molecular, enlace químico, energía química y entropía. Por tanto, no es sorprendente que la mayoría de los estudiantes enfrenten grandes dificultades conceptuales durante su aprendizaje en esta área.

Las investigaciones realizadas en los últimos 50 años sobre las ideas y el razonamiento de los estudiantes sobre las reacciones químicas en diferentes niveles educativos proporcionan información valiosa para la enseñanza de la química (Barke et al., 2009; Kind, 2004; Taber, 2002). En particular, nos ayudan a caracterizar patrones comunes de pensamiento que pueden facilitar o interferir con el aprendizaje y a identificar factores que los afectan. En este trabajo se resumen los patrones comunes identificados en el pensamiento de los estudiantes sobre cómo y por qué ocurren las reacciones químicas (Yan & Talanquer, 2015). Formas comunes de pensar sobre cómo ocurren estos procesos se derivan de los resultados de investigaciones que proporcionan información sobre las ideas de los

Diversos estudios han revelado las dificultades que muchos estudiantes tienen para entender las transformaciones de la materia y distinguir distintos tipos de cambio

estudiantes sobre el mecanismo seguido por distintos tipos de reacciones, mientras que formas de pensar sobre por qué se dan los cambios químicos se obtienen de investigaciones que revelan las causas que los estudiantes invocan para justificar la ocurrencia de estos procesos. La identificación de estos patrones sirve de guía para presentar algunas sugerencias didácticas para la enseñanza de estos temas.

2. Investigaciones en el área

El número y diversidad de las investigaciones educativas sobre las ideas de los estudiantes sobre las reacciones químicas es considerable. Los resultados de estos trabajos han sido resumidos en varios trabajos de revisión en educación química (Barke et al., 2009; Kind, 2004; Taber, 2002), por lo que en esta sección se resaltan solo algunos de ellos.

Diversos estudios han revelado las dificultades que muchos estudiantes tienen para entender las transformaciones de la materia y distinguir distintos tipos de cambio. Estas dificultades están asociadas a concepciones intuitivas sobre los componentes de la materia y sus propiedades (Johnson, 2002; Ngai et al., 2014). Por ejemplo, las personas comúnmente piensan que las propiedades de un material pueden cambiar sin que cambie su identidad química o consideran que las propiedades de las

sustancias pueden transmitirse de unas a otras.

Estudios en los que se les pide a los estudiantes que expliquen qué pasa durante las reacciones químicas revelan que muchos de ellos no piensan en estos procesos como resultado de la interacción entre partículas a nivel submicroscópico (Andersson, 1990). En su lugar, los estudiantes tienden a utilizar las características visibles y explícitas de los reactivos representados en una ecuación química, como el número de sustancias que reaccionan o su estado de agregación, para explicar o hacer predicciones sobre la naturaleza de los productos (Talanquer, 2020).

Muchos estudiantes también manifiestan dificultades para comprender por qué y cómo tienen lugar las reacciones químicas. Por lo general, los estudiantes se refieren a los procesos químicos como causados por agentes con propiedades asimétricas (uno más activo que otro), los cuales actúan motivados por alguna necesidad o voluntad (Talanquer, 2021). La atribución de intencionalidad en las acciones de distintos agentes químicos (electrones, átomos, moléculas) es común en el lenguaje no solo de los estudiantes sino también de los docentes de química, lo que refuerza las suposiciones teleológicas sobre los procesos químicos (Taber, 2013; Talanquer, 2013a).

Las ideas de los estudiantes sobre el cambio químico han sido estudiadas utilizando distintos tipos de reacciones. Estos estudios revelan una diversidad de dificultades conceptuales específicas para cada tema y una alta variabilidad en el pensamiento de los estudiantes dependiendo del contexto. Los estudiantes manifiestan diferentes maneras de pensar y hablar sobre los procesos químicos que en ocasiones se traslapan (Solsona et al., 2003).

Por ejemplo, pueden referirse a un proceso como causado por las acciones de un agente con una meta intrínseca (por ejemplo, volverse más estable) mientras que invocan colisiones entre las moléculas de reactivos para explicar otras reacciones (Yan & Talanquer, 2015; Weinrich & Talanquer, 2015).

3. Esquemas de conocimiento y enmarques de actividad

El análisis y las sugerencias didácticas que se presentan en este trabajo están guiadas por un marco teórico en el que se asume que el razonamiento de los estudiantes cuando enfrentan una tarea involucra la interacción dinámica de una gran variedad de elementos cognitivos (ontológicos, conceptuales, epistemológicos, metacognitivos, afectivos) (Brown & Hammer, 2008). Algunos de estos elementos sirven funciones estructurales y de control, y determinan el tipo y número de otros recursos cognitivos que serán activados para completar la actividad y cómo se usan. De manera general, estos elementos estructurales toman la forma de esquemas de conocimiento o enmarques de actividad (Tannen, 1993).

– Los esquemas de conocimiento afectan las suposiciones y expectativas del individuo sobre las propiedades y el comportamiento de los componentes del sistema o proceso bajo análisis.

– Los enmarques de actividad afectan el posicionamiento del individuo con respecto a la tarea, su uso de los recursos activados y las acciones que implementa.

Por ejemplo, si un estudiante intuitivamente adopta un esquema aditivo en la conceptualización de las propiedades de un sistema, es muy probable que su atención se dirija a identificar las propiedades de los componentes

individuales y a combinarlas de manera sopesada para predecir las propiedades globales (por ejemplo, si una sustancia es azul y otra es amarilla, el producto de su combinación química será verde) (Talanquer, 2013b). El estudiante podrá o no cuestionarse esta respuesta intuitiva dependiendo de cómo enmarque la tarea. Si el estudiante atribuye bajo valor a la actividad, o su respuesta no es cuestionada por otros, es probable que acepte su idea inicial sin cuestionamiento. Si el estudiante se ve motivado a reflexionar, es posible que active otros esquemas de conocimiento y adopte un enmarque de actividad más analítico.

Desde esta perspectiva, los esquemas y enmarques que son activados guían, pero también constriñen las explicaciones, predicciones, evaluaciones y decisiones que un individuo genera. Su activación en una situación particular dependerá de factores personales (conocimientos y experiencias previas, motivación) y contextuales (tipo de tarea, interacciones con otros). Estos mismos factores afectarán el tipo y número de recursos cognitivos que son activados y cómo se usan. Las experiencias personales y antecedentes socioculturales de los estudiantes determinan los recursos cognitivos que desarrollan, así como las condiciones en las que los activan. Individuos con experiencias compartidas probablemente tendrán acceso a esquemas y enmarques similares, pero las condiciones, frecuencia y consistencia con las que los activan dependerá de características personales y de la situación en la que se encuentran. Los esquemas y enmarques que se activan durante una actividad pueden cambiar dependiendo de interacciones del individuo con la actividad y otros elementos del contexto.

A pesar de la gran variabilidad en el razonamiento de los estudiantes que se puede inferir del modelo teórico propuesto, la caracterización de los esquemas y enmarques que son más comúnmente activados por estudiantes de química durante diferentes etapas de su formación proporciona información útil para diseñar experiencias de aprendizaje que motiven la reflexión, la comprensión y la activación de esquemas y enmarques sustentados por pensamiento químico normativo. Siguiendo esta perspectiva, en la siguiente sección se describen los esquemas de conocimiento que las investigaciones educativas en el área revelan como dominantes en el razonamiento de los estudiantes sobre cómo y por qué suceden las reacciones químicas.

4. Esquemas de conocimiento sobre cómo y porqué suceden las reacciones

Los esquemas de conocimiento de los estudiantes sobre las reacciones químicas guían sus respuestas a dos preguntas fundamentales:

– ¿Cómo suceden las reacciones químicas? (Mecanismo químico)

– ¿Por qué ocurren las reacciones químicas? (Causalidad química)

Las ideas de los estudiantes sobre el mecanismo de una reacción incluyen conceptualizaciones sobre cómo empiezan estos procesos, qué sucede durante la reacción y cómo y cuándo concluye el proceso. Las ideas de los estudiantes sobre la causalidad de las reacciones químicas incluyen conceptualizaciones sobre por qué se dan estos procesos, qué factores los dirigen y qué factores determinan su extensión.

Los resultados de investigaciones en educación en estas áreas

sugieren que los estudiantes de química manifiestan esquemas de conocimiento y modos asociados de razonar que progresan (fig. 1) a medida que avanzan en sus estudios (Yan & Talanquer, 2015). Esta figura no intenta sugerir que el razonamiento de los estudiantes progresa de manera lineal o pasando por los mismos estadios, sino solo resaltar la existencia de esquemas de conocimiento que ganan dominancia a medida que el conocimiento de los estudiantes se torna más normativo. Estos esquemas se traslapan y pueden ser manifestados por un mismo estudiante en distintos contextos en una misma etapa de aprendizaje.

Yan y Talanquer (2015) para más detalles.

Esquema de causalidad centralizada Múltiples investigaciones realizadas en esta área sugieren que las ideas de la mayoría de los estudiantes sobre el mecanismo y causalidad de las reacciones químicas son inicialmente guiadas por un esquema de causalidad centralizada que domina el pensamiento de los estudiantes novatos en diversas áreas (Talanquer, 2021).

En el esquema de causalidad centralizada, los procesos se conciben como espontáneos (simplemente pasan) o iniciados y dirigidos por un agente activo que

identifique como actor principal sea aquel presente en mayor cantidad o el que tiene mayor masa o sea más polar o un ácido más fuerte. Cuando este agente es difícil de identificar, es probable que el estudiante inicie la búsqueda por agentes o fuerzas externas que puedan ser responsables. Por ejemplo, los estudiantes invocan la acción de agentes externos como la temperatura o la presión con más frecuencia para explicar cómo empiezan las reacciones de descomposición que involucran a un solo reactivo, que al analizar reacciones de combinación en las que participan dos o más sustancias (Yan & Talanquer, 2015).

Dentro de este esquema de conocimiento, los procesos se consideran dirigidos y gobernados por los deseos, metas o voluntades intrínsecas del agente activo. Desde esta perspectiva, los estudiantes que aplican este esquema frecuentemente adoptan una perspectiva teleológica sobre las reacciones químicas (Talanquer, 2013a). Por ejemplo, pueden considerar que la reacción permitirá que el agente activo se vuelva más estable, ya sea porque disminuye su energía o porque alcanza un estado más deseable (llena su capa de electrones de valencia, se distribuye homogéneamente en el sistema). En general, las reacciones químicas se describen como procesos unidireccionales que proceden a través de la combinación o fragmentación de reactivos y terminan cuando el agente activo cumple su objetivo o todos los reactivos son consumidos.

En las siguientes secciones se resumen las características de cada uno de los esquemas de conocimiento dominantes en el razonamiento de los estudiantes sobre el mecanismo y causalidad de las reacciones químicas. Se recomienda leer el artículo de

actúa sobre otros agentes más pasivos. Qué agente se identifica cómo el más activo depende del contexto y de las características que resulten más sobresalientes para el estudiante en un momento determinado. Por ejemplo, puede ser que el agente que se

Esquema interaccionista

A medida que los estudiantes adquieren más conocimientos normativos en química y son expuestos a modelos corpusculares sobre la composición de la materia, su razonamiento co-

Figura 1. Progresión en esquemas de conocimiento y modos de razonar dominantes de los estudiantes sobre cómo (mecanismo) y por qué (causalidad) pasan las reacciones.

A medida que los estudiantes adquieren más conocimientos normativos en química y son expuestos a modelos corpusculares sobre la composición de la materia, su razonamiento comienza a ser guiado por un esquema más interaccionista

mienza a ser guiado por un esquema más interaccionista. Dentro de este esquema, las reacciones entre sustancias se visualizan como iniciadas por la atracción entre sus partículas, particularmente si estas partículas exhiben propiedades explícitas que activan ideas sobre interacción (por ejemplo, se reconoce la presencia de cargas eléctricas). Estas interacciones se consideran causantes del rompimiento y formación de nuevos enlaces. Este esquema facilita la interpretación de reacciones en el que el mecanismo está determinado por la atracción directa entre especies que se combinan, como sucede en reacciones de doble desplazamiento (Yan & Talanquer, 2015).

El esquema interaccionista reconoce la existencia de entidades corpusculares cuyas atracciones pueden dar lugar a nuevas combinaciones, pero la visión del mundo submicroscópico tiende a ser macro-corpuscular y homogénea. Esto es, los estudiantes probablemente concebirán las propiedades de las partículas como similares a las propiedades macroscópicas de las sustancias asociadas con ellas, y estas propiedades y comportamientos se concebirán como homogéneos a través del sistema (Talanquer, 2015). Esto dificulta el reconoci-

miento de procesos distintos ocurriendo de manera simultánea durante una reacción química (por ejemplo, procesos de formación y descomposición de productos), así como la adopción de una visión probabilística de los eventos a nivel submicroscópico. Por tanto, los mecanismos de reacción tienden a concebirse como secuencias concatenadas de eventos en los que todas las partículas sufren la misma transformación de manera simultánea, en los que cada paso se inicia una vez que el paso anterior termina, y en los que la reacción se acaba al alcanzar un equilibrio concebido de forma estática (balance de reactivos y productos).

Esquema colisional-probabilístico

Las investigaciones en educación química sugieren que el esquema de causalidad centralizada y el esquema interaccionista descritos en los párrafos anteriores guían el razonamiento de la mayoría de los estudiantes aún en cursos avanzados de química (Weinrich & Talanquer, 2015). Esto indica que el desarrollo y aplicación consistente del esquema colisional-probabilístico que es normativo en química parece requerir considerable tiempo y esfuerzo cognitivo. En este esquema las reacciones se conciben como resultado de la colisión azarosa entre partículas en el sistema, lo que da lugar a rompimientos y formación de enlaces con una probabilidad que depende de la naturaleza química de las partículas en interacción y de su orientación espacial y energía durante la colisión. Dentro de este esquema se reconoce heterogeneidad en la distribución de materia y energía en el sistema, así como la posibilidad de ocurrencia de diversos procesos simultáneos que tienen lugar con distintas probabilida-

des, lo que facilita la conceptualización de estados emergentes de equilibrio dinámico en el sistema y la existencia de diversas rutas mecanísticas en competencia. La extensión de las reacciones químicas se considera determinada por factores energéticos (energía potencial de las entidades en interacción) y entrópicos (número de configuraciones que las entidades en interacción pueden adoptar).

La comparación entre las suposiciones implícitas en el esquema colisional-probabilístico que queremos que los estudiantes de química desarrollen y las suposiciones asociadas con los esquemas de causalidad centralizada e interaccionista que comúnmente guían el razonamiento de los estudiantes pone en evidencia el gran abismo conceptual que existe entre ellos. Reconocer y reflexionar sobre estas diferencias es importante para diseñar currículos y actividades de aprendizaje y evaluación formativa que ayuden a los estudiantes a construir puentes entre sus formas comunes de pensar y el esquema normativo que buscamos se apropien.

5. Barreras adicionales para el aprendizaje Las ideas introducidas en la sección anterior sugieren que el esquema de conocimiento sobre las reacciones químicas que queremos que los estudiantes desarrollen es complejo y distante de los esquemas más intuitivos que comúnmente se activan. El esfuerzo cognitivo necesario para desarrollarlo y aplicarlo de forma espontánea será seguramente alto para la mayoría de los alumnos. A estas dificultades hay que sumarles las barreras creadas por formas convencionales de organizar los currículos de química y orquestar la enseñanza sobre estos temas.

La comprensión de cómo y por qué ocurren las reacciones químicas también enfrenta dificultades de aprendizaje relacionadas con la integración de conocimientos

Enfoques macroscópicos desconectados de enfoques submicroscópicos

Es común que las discusiones sobre el cómo y por qué de las reacciones químicas en los salones de clase se aborden en diferentes momentos y desde diversas perspectivas en cursos introductorios de química. En particular, podemos distinguir entre enfoques fenomenológicos macroscópicos basados en conocimientos empíricos sobre las propiedades y el comportamiento de las sustancias y procesos químicos (enfoques termodinámicos y cinéticos), y enfoques mecánicos y estructurales basados en modelos submicroscópicos sobre estructura de la materia (modelos corpusculares o atómico-moleculares) (Talanquer, 2018).

Por ejemplo, en clases de química es común que los estudiantes aprendan a calcular entalpías y entropías de reacción por métodos puramente algorítmicos y utilizarlas para determinar la direccionalidad de procesos químicos con base en el signo de la energía libre de Gibbs del proceso o del cambio en la entropía total del universo. Dentro de esta perspectiva termodinámica, la direccionalidad o espontaneidad de los procesos químicos muchas veces se justifica de forma teleológica, argumentando que las reacciones ocurren porque la entropía del universo aumenta o la energía

libre de Gibbs disminuye (Talanquer, 2007).

Esta estrategia termodinámica frecuentemente se presenta desconectada de la introducción y análisis de modelos submicroscópicos que permiten hacer predicciones sobre la direccionalidad o el mecanismo de una reacción. Por ejemplo, al estudiar termoquímica es común establecer conexiones entre calores de reacción y balances energéticos entre la energía absorbida durante el rompimiento de enlaces químicos en moléculas de los reactivos y la generada durante la formación de enlaces en moléculas de los productos. Al introducir el concepto de entropía, frecuentemente se involucra a los estudiantes en predicciones sobre el incremento o disminución de esta propiedad en procesos químicos con base en la comparación del estado de agregación y masa molecular de reactivos y productos. Al abordar el tema de la cinética química, es común introducir la teoría de colisiones para comprender los factores que afectan la rapidez de una reacción, pero no su direccionalidad o extensión.

Por lo general, estos diversos análisis se presentan de manera desintegrada, transitando entre descripciones a nivel macroscópico, submicroscópico y simbólico de manera aparentemente azarosa y sin la intención explícita, y sostenida a lo largo del curso, de ayudar a los estudiantes a construir historias mecanísticas causales que conecten los cambios estructurales que ocurren a nivel submicroscópico con variaciones en la energía potencial y número de configuraciones de las partículas involucradas, los cuales determinan el mecanismo de reacción y la direccionalidad, extensión y rapidez de los procesos químicos a nivel macroscópico.

Necesidad de integrar múltiples conceptos e ideas

La comprensión de cómo y por qué ocurren las reacciones químicas también enfrenta dificultades de aprendizaje relacionadas con la integración de conocimientos. El aprendizaje significativo en esta área demanda desarrollar esquemas de conocimientos normativos no solo sobre reacciones químicas, sino también sobre la relación entre cambios estructurales a nivel molecular y las transformaciones e intercambios de energía que se inducen y los cambios en el número de configuraciones accesibles a las partículas en el sistema (Talanquer, 2021). Las investigaciones sobre el razonamiento de los estudiantes en estas dos últimas áreas son extensas y apuntan, de nuevo, a la existencia de esquemas de conocimiento intuitivo distantes de los esquemas normativos.

Por ejemplo, los estudiantes inicialmente tienden a conceptualizar a la energía como un cuasisustancia que puede contenerse y transferirse de un lugar a otro como un fluido. Esta sustancia está contenida dentro de los enlaces químicos y se libera cuando los enlaces se rompen (Boo, 1998). A medida que los alumnos avanzan en sus estudios, pueden reconocer a la energía cinética como energía de movimiento que se transmite a través de colisiones entre partículas, pero tienen dificultades para comprender el concepto de energía potencial y sus variaciones como resultado de fuerzas de atracción entre las partículas. Consecuentemente, tienden a invocar conceptos macroscópicos para explicar las transformaciones de energía a nivel submicroscópico (por ejemplo, pueden considerar qué energía se genera debido a la fricción entre las partículas o se conceptualiza

como ondas de calor emitidas durante una colisión). Muy pocos estudiantes terminan los cursos introductorios de química con una idea clara de cómo las interacciones entre átomos en una molécula determinan su energía potencial, cómo estas interacciones dependen de la naturaleza de los átomos en interacción y cómo los intercambios de energía en una reacción química se relacionan con transformaciones entre la energía potencial y cinética de las partículas involucradas (Macrie-Shuck & Talanquer, 2020).

Los estudiantes también tienden a asociar inicialmente la estabilidad de una sustancia o un sistema con propiedades macroscópicas, como su tamaño, su masa u otras percepciones de fortaleza. Con la enseñanza, los estudiantes desarrollan una fuerte asociación entre estabilidad y energía, pero en algunos casos pueden considerar que los estados con menos energía son más estables, mientras que en otros, la estabilidad se asocia con estados con mayor energía (asociación heurística más A-más B). En general, la mayoría de los estudiantes tiene grandes dificultades para reconocer que la estabilidad de un sistema también está determinada por el número de configuraciones, tanto espaciales como energéticas, que sus partículas pueden adoptar. Desde esta perspectiva, los análisis de los alumnos en cursos más avanzados de química sobre cómo y por qué pasan las reacciones tienden a estar sesgados hacia la consideración de factores energéticos sobre factores entrópicos (Talanquer, 2021).

6. Implicaciones para la enseñanza

El análisis presentado en este ensayo resalta la complejidad de los esquemas de conocimiento

sobre cómo y por qué ocurren las reacciones químicas que quisiéramos que los estudiantes desarrollen. Por tanto, alcanzar estos objetivos de aprendizaje seguramente demandará cambios sustantivos en los currículos, métodos de enseñanza y estrategias de evaluación convencionalmente utilizados en cursos introductorios de química.

A nivel curricular, es fundamental reducir la extensión de los programas tradicionales para enfocarse en la construcción de un número mínimo de ideas centrales en la disciplina. Una de estas ideas centrales se resume en el esquema colisional-probabilístico descrito con anterioridad. La construcción de este esquema demanda reflexionar sobre cómo secuenciar el aprendizaje, de manera que ayudemos a los estudiantes a transitar de la activación de esquemas más intuitivos al esquema normativo. Esta progresión de aprendizaje (Talanquer, 2020) debe facilitar el desarrollo e integración de conceptos fundamentales y establecer conexiones claras y explícitas entre modelos macroscópicos y submicroscópicos de las reacciones químicas. Debemos escapar de la fragmentación curricular en la que el abordaje de cuestiones relacionadas con la reacción química se organiza con base en categorizaciones académicas convencionales (estequiometría, termodinámica, cinética) en lugar de seguir progresiones de aprendizaje sustentadas por resultados de la investigación educativa.

La enseñanza también debe modificarse para crear espacios y oportunidades de aprendizaje en los que los estudiantes se involucren de manera activa y colaborativa en la construcción y aplicación de modelos que los ayuden a dar sentido a fenómenos relevantes. La investigación

en educación en ciencias ha demostrado que anclar el aprendizaje en el análisis y resolución de problemas de interés personal y socioambiental, así como desarrollar conocimientos a través de la participación en prácticas científicas (analizar datos, desarrollar y aplicar modelos, generar argumentos, hacer predicciones y construir explicaciones) ,reporta grandes beneficios para el aprendizaje de diversos tipos de estudiantes (Caamaño, 2011). Ejemplos concretos de actividades de este tipo pueden encontrarse en la literatura (Caamaño, 2022).

Finalmente, cualquier cambio significativo en educación demanda repensar las prácticas e instrumentos que se utilizan para evaluar el aprendizaje de los estudiantes. Si queremos que los estudiantes modifiquen y enriquezcan sus formas de razonar, debemos crear oportunidades de manera periódica para que los alumnos hagan visible su pensamiento, reciban retroalimentación específica sobre sus ideas y reflexionen sobre sus avances y los pasos a seguir para alcanzar las metas de aprendizaje deseadas. Esta evaluación formativa crea espacios para que los estudiantes se cuestionen sus formas de pensar y se vean expuestos a visiones alternativas que los ayuden a construir puentes conceptuales entre distintos esquemas de razonamiento. Las evaluaciones sumativas también deben ser modificadas para reducir el énfasis en la demostración de conocimientos declarativos aislados y la aplicación mecánica de algoritmos, e incrementar las oportunidades para aplicar de manera integrada conocimientos, prácticas científicas y formas disciplinarias de razonar en el análisis de problemas de relevancia (Talanquer, 2019).

Referencias

Anderson, B. (1990). «Pupils’ conceptions of matter and its transformations (age 12–16)». Studies in Science Education, vol. 18, nº. 1, p. 53-85.

Burke, H. D.; Hazari A.; Yitbarek, S. (2009). Misconceptions in chemistry: Addressing perceptions in chemical education. Berlin: Springer-Verlag.

Boo, H. K. (1998). Students’ understanding of chemical bonds and the energetics of chemical reactions. Journal of Research in Science Teaching, vol. 35, nº. 5, p. 569-581.

Brown, D. E.; Hammer, D. (2008). «Conceptual change in physics». En S. Vosniadou (Ed.), International handbook of research on conceptual change, p. 127-154. New York, NY: Routledge.

Caamaño, A. (2011). «Enseñar química mediante la contextualización, la indagación y la modelización». Alambique, nº. 69, p. 21-34.

Caamaño, A. (2022). «Energía, espontaneidad y equilibrio (Monografía)». Alambique, nº. 107, p. 4-7.

Johnson, P. (2002). «Children’s understanding of substances, part 2: Explaining chemical change». International Journal of Science Education, vol. 22, nº. 7, p. 719-737.

Kind, V. (2004). Beyond appearances: Students’ misconceptions about basic chemical ideas (2nd ed.). London: Royal Society of Chemistry.

Ngai, C.; Sevian, H.; Talanquer, V. (2014). «What is this substance? What makes it different? Mapping progression in students’ assumptions about chemical identity». International Journal of Science Education, vol. 36, nº. 14, p. 2438-2461.

Macrie-Shuck, M.; Talanquer, V. (2020). «Exploring students’ explanations of energy

transfer and transformation». Journal of Chemical Education, nº. 97, vol. 4225-4234.

Solsona, N. J.; Izquierdo, M.; De Jong, O. (2003). «Exploring the development of students’ conceptual profiles of chemical change». International Journal of Science Education, vol. 25, nº. 1, p. 3-12.

Taber, K. (2002). Chemical misconceptions—Prevention, diagnosis and cure. Vol. I: Theoretical background. London: Royal Society of Chemistry.

Taber, K. S. (2013). «A common core to chemical conceptions: Learners’ conceptions of chemical stability, change and bonding». En G. Tsaparlis & H. Sevian (Ed.), Concepts of matter in science education, p. 391-418. Dordrecht: Springer.

Talanquer, V. (2007). «Explanations and teleology in chemistry education». International Journal of Science Education. vol. 29, nº. 7, p. 853-870.

Talanquer, V. (2013a). «When atoms want». Journal of Chemical Education, nº. 90, p. 1419-1424.

Talanquer, V. (2013b). «How do students reason about chemical substances and reactions?» In G. Tsaparlis and H. Sevian (Eds.) Concepts of matter in science education. Series Innovations in Science and Technology Education, vol. 19, p. 331-346. Springer: Dordrecht.

Talanquer, V. (2015). «Threshold concepts in chemistry: The critical role of implicit schemas». Journal of Chemical Education, nº. 92, p. 3-9.

Talanquer, V. (2018). «Chemical rationales: Another triplet for chemical thinking». International Journal of Science Education, nº. 40, p. 1874-1890.

Talanquer, V. (2019). «Assessing for chemical thinking». En M. Schultz, S. Schmid & G. A. Lawrie, (Eds.) Research and

Practice in Chemistry Education: Advances from the 25th IUPAC International Conference on Chemistry Education, p. 123-133. Singapore: Springer.

Talanquer, V. (2020). «La progresión de los aprendizajes sobre la composición, estructura y transformación química de la materia». Educació Química, nº. 27, p. 4-11.

Talanquer, V. (2021). «¿Cómo progresan las ideas de los estudiantes sobre las relaciones estructura-propiedades?» Educació Química, nº. 28, p. 21-27.

Tannen, D. (1993). Framing in discourse. New York: Oxford University Press.

Weinrich, M. L.; Talanquer, V. (2015). «Mapping students’ conceptual modes when thinking about chemical reactions used to make a desired product». Chemistry Education Research and Practice, nº. 16, p. 561-577.

Yan, F.; Talanquer, V. (2015). «Students’ ideas about how and why chemical reactions happen: Mapping the conceptual landscape». International Journal of Science Education, vol. 37, nº. 18, p. 3066-3092.

Vicente Talanquer

Profesor en la Universidad de Arizona. Autor o coautor de más de diez libros de primaria y secundaria y de más de cien artículos arbitrados de investigación en educación química y pensamiento docente. Su trabajo se centra en el estudio de las formas de razonamiento de los estudiantes y de los profesores de química. C. e.: vicente@arizona.edu

Prévoir l’évolution spontanée d’un système chimique : diagnostic, pistes et recommandations

Predicció de l’evolució espontània d’un sistema químic: diagnosi, pistes i recomanacions

Predicting the spontaneous evolution of a chemical system: diagnosis, hints and recommendations

Jean-Baptiste Rota / Académie de Normandie, France

résumé

Les conceptions erronées des élèves sur la prévision de l’évolution spontanée d’un système chimique et sur l’état d’équilibre chimique sont nombreuses. Ces fausses conceptions sont tenaces et handicapent les élèves jusqu’à un niveau avancé des études supérieures. Il est important de les connaître de manière à adapter son enseignement pour éviter de les créer et/ou de les alimenter. Deux problèmes principaux apparaissent : une mauvaise représentation du comportement de la matière dans un système en évolution et une « fossilisation » de l’équilibre chimique (Rota, 2021a, 2021b).

mots clés

Équilibre chimique, conceptions, spontanéité, réaction chimique.

resum

Hi ha moltes idees alternatives que tenen els estudiants sobre la predicció de l’evolució espontània d’un sistema químic i sobre l’estat d’equilibri químic. Aquestes idees alternatives són insistents i perjudiquen els estudiants fins i tot a un nivell avançat dels estudis superiors. És important conèixer-les per tal d’adaptar el seu ensenyament, evitar crear-les i/o reforçar-les. Apareixen dos problemes principals: una deficient representació del comportament de la matèria en un sistema en evolució i una fossilització de l’equilibri químic (Rota, 2021a, 2021b).

paraules clau

Equilibri químic, concepcions, espontaneïtat, reacció química.

abstract

There are many misconceptions students have about predicting the spontaneous evolution of a chemical system and about the state of chemical equilibrium. These misconceptions are tenacious and handicap students up to an advanced level of higher education. It is important to know them in order to adapt its teaching to avoid creating and/ or feeding them. Two main problems appear: a misrepresentation of the behaviour of matter in an evolving system and a “fossilization” of the chemical equilibrium (Rota, 2021a, 2021b).

keywords

Chemical equilibrium, conceptions, spontaneity, chemical reaction.

1. Introduction

Quoi de plus spectaculaire que de voir la matière se transformer ? Que l’œil qui l’observe soit celui d’un enfant, d’un profane, ou d’un chimiste, la fascination est toujours réelle et le questionnement toujours le même : pourquoi ? Qu’ils convoquent la dimension spirituelle, symbolique, ésotérique ou rationnelle, c’est toujours le même objectif qui conduit les Hommes à penser la Nature : expliquer et prévoir.

C’est précisément cet exercice que propose, aux élèves ayant choisi la spécialité physique-chimie, la partie « Prévoir l’état final d’un système, siège d’une transformation chimique » du nouveau programme de terminale générale. Il s’agit de comprendre et modéliser les transformations chimiques, puis d’énoncer un critère permettant de prévoir si deux corps mis en contact préféreront s’ignorer ou réagir.

Enseigner les lois modernes qui régissent l’évolution spontanée d’un système chimique n’est pas seulement alimenter le jeune scientifique d’une loi supplémentaire à appliquer pour résoudre un exercice. Enseigner cette partie du programme conduit à immerger ses élèves dans l’un des plus importants concepts philosophiques de l’Histoire de l’étude de la matière, de l’ésotérisme des alchimistes à la thermochimie de Théophile de Donder (Guier, 1968), l’afinitat (Quílez, 2004), dont l’objectif est de prévoir la capacité de deux substances à réagir.

Enseigner la transformation chimique est d’une grande difficulté pour l’enseignant, car il lui faut faire naviguer ses élèves : – entre le monde macroscopique et le monde microscopique ; – entre le registre théorique (monde des modèles) et le registre empirique (observation des phénomènes) (Kermen, 2018).

Le risque d’installer des conceptions fausses chez les élèves ou d’en consolider d’autres, déjà existantes, est omniprésent.

2. Modélisation des transformations chimiques incomplètes

Soit une transformation non totale modélisée par l’équation de la réaction suivante :

A + B C + D

La modélisation des transformations chimiques non totales peut faire appel à deux registres théoriques : le registre thermodynamique et le registre cinétique. Des études très complètes ont été proposées par Isabelle Kermen et Martine Méheut à la fin des années 2000 (Kermen et Méheut, 2008, 2009).

2.1. Modélisation associée au registre thermodynamique

On note K(T) la constante d’équilibre associée à cette réaction. Le quotient de réaction associé à cette réaction est

– Si Qr < K(T) et si les espèces « de gauche » sont présentes, alors le système évolue spontanément dans le sens direct, c’est-à-dire le sens de consommation de A et B et de formation de C et D.

– Si Qr > K(T) et si les espèces « de droite » sont présentes, alors le système évolue spontanément dans le sens indirect, c’est-à-dire le sens de consommation de C et D et de formation de A et B.

– Quand Qr = K(T) le système chimique est à l’équilibre.

Le modèle thermodynamique permet d’avoir une approche prédictive de l’évolution spontanée du système.

2.2. Modélisations associées au registre cinétique

Deux niveaux de modélisation peuvent être associés au registre cinétique : le modèle cinétique macroscopique et le modèle cinétique microscopique.

Au niveau macroscopique, une transformation chimique est modélisée par deux réactions opposées. On définit ainsi v1 la vitesse de la transformation dans le sens direct, et v– 1 la vitesse de la transformation dans le sens indirect.

– Si v1 > v-1 alors la transformation se fait à l’échelle macroscopique dans le sens direct (« vers la droite »).

– Si v1 < v-1 alors la transformation se fait à l’échelle macroscopique dans le sens indirect (« vers la gauche »).

– Quand v1 = v-1 alors le système est à l’équilibre chimique.

Ce modèle ne présente pas de caractère prédictif, car on ne dispose pas de théorie générale permettant d’exprimer la vitesse d’une réaction (à l’échelle macroscopique) à l’aide de la simple lecture de l’équation de la réaction.

Le modèle cinétique microscopique explique la transformation macroscopique par des chocs entre des molécules se produisant lors d’actes élémentaires.

3. Conceptions initiales fausses et difficultés potentielles des élèves

Sans avoir un objectif d’exhaustivité, on expose dans cette partie quelques conceptions initiales fausses des élèves, et quelques difficultés potentielles que ces derniers peuvent rencontrer pour prévoir l’évolution spontanée des systèmes chimiques d’une part, et appréhender la notion de l’équilibre chimique d’autre part.

3.1. La difficulté d’un changement conceptuel majeur

En classe de première (primer de batxillerat), les élèves découvrent l’existence de réactions non totales, mais leur étude reste très modeste. L’objectif principal du programme de première générale est d’introduire la notion d’avancement, et pour cela travailler sur des transformations totales permet de ne pas cumuler les difficultés. Un élève de première est donc majoritairement confronté à des transformations totales.

Étudier en terminale (segon de batxillerat) les transformations incomplètes et la notion d’équilibre chimique constitue donc un bouleversement conceptuel majeur (Van Driel et al., 1998). On peut identifier à ce stade deux conceptions initiales fausses contre lesquelles il convient de lutter.

– Les élèves pensent souvent « qu’une transformation chimique est nécessairement totale ». La déconstruction de cette fausse conception est initiée dès la première, mais doit être poursuivie en terminale.

– Ils pensent aussi généralement « qu’une transformation chimique ne peut se faire que dans un sens ». A fortiori, dans le cas où l’équation de la réaction est donnée, le système évolue nécessairement « vers la droite » (sens naturel de l’écriture).

La difficulté principale pour l’élève est certainement d’envisager qu’une transformation chimique, modélisée par une équation de réaction écrite et lue de gauche à droite, puisse se faire dans les deux sens. Les notions de réactifs et de produits ne sont alors plus liées à une position géographique de part et d’autre du signe de l’équation de réaction, mais dépendent du sens dans lequel le système s’apprête à évoluer.

Après avoir accepté qu’un système, siège d’une transformation chimique, puisse évoluer dans les deux sens, il faut ensuite comprendre que ces deux évolutions sont simultanées.

Ainsi, deux systèmes de même composition initiale peuvent, suivant les conditions extérieures (comme la température par exemple), évoluer dans deux sens opposés. Par exemple, une solution saturée peut, dans le cas où la dissolution du solide est endothermique, voir sa quantité de solide augmenter si on abaisse la température, et diminuer (jusqu’à aller à la dissolution complète de ce dernier) quand la température augmente.

3.2. L’évolution pendulaire et l’écueil de l’analogie mécanique (et de l’analogie hydraulique)

Après avoir accepté qu’un système, siège d’une transformation chimique, puisse évoluer dans les deux sens, il faut ensuite comprendre que ces deux évolutions sont simultanées. Il ne s’agit pas donc d’une succession d’oscillations, d’évolutions dans un sens puis dans l’autre pour converger vers un état d’équilibre, à la manière d’un oscillateur amorti en régime pseudo-périodique. Cette fausse conception vient naturellement des élèves ayant accepté que l’évolution puisse se faire dans les deux sens (Hameed, Hackling et Garnett, 1993) et peut également être créée ou confortée par des choix pédagogiques malheureux. Il convient donc d’y être attentif dans la construction de ses activités.

3.3. L’équilibre pollué par le sens commun

« L’équilibre chimique c’est le moment où plus rien ne se passe ». Voilà l’une des conceptions erronées les plus tenaces que l’on rencontre chez les élèves et les étudiants (Kermen 2018 ; Giorodetsky et Gussarsky, 1986; Stavridou et Solomonidou, 2000). À l’équilibre chimique, il est vrai que les quantités de matière en présence n’évoluent plus dans le temps. En revanche, à l’échelle microscopique la matière réagit encore intensément puisque l’équilibre est le fait de deux transformations opposées s’effectuant à la même vitesse. Ce dernier point est souvent mal connu des élèves et des étudiants, et on assiste à une « fossilisation » de l’équilibre chimique. Loin d’être anecdotique, on montrera par la suite que cette fossilisation est génératrice d’un grand nombre d’erreurs lors de la résolution de problèmes et d’exercices. L’origine vient d’une analogie excessive avec l’équilibre mécanique. Le caractère dynamique de l’équilibre chimique va en effet à l’encontre de la représentation statique, influencée par l’équilibre mécanique, que le sens commun peut amener à faire.

On trouve également d’autres visions altérées de l’équilibre chimique, elles aussi issues du « bon sens ».

– Des élèves pensent que « l’équilibre chimique correspond au moment où les réactifs et les produits sont présents aux mêmes concentrations » (Tyson, Treagust et Bucat, 1999). À l’image d’une balance de Roberval, le système s’équilibrerait avec des réactifs et des produits, comme des « masses » s’adaptant pour mettre les deux plateaux à la même hauteur (Maskill et Cachapuz, 1989).

– D’autres voient l’équilibre comme « le moment où les

réactifs sont mis dans les proportions stoechiométriques » (Stavridou et Solomonidou, 2000). L’esprit se trouve alors rassuré, car le système est repu puisque l’expérimentateur lui a fourni tout ce qu’il lui faut.

Construire une image fidèle de l’équilibre chimique chez les élèves est donc une tâche difficile, car on comprend que cette notion se heurte au sens commun et aux représentations naturelles que l’on peut avoir. Il faut donc prendre du temps pour le faire sans sous-estimer la part d’abstraction que cela demande et les difficultés inhérentes.

Transmettre le caractère dynamique de l’équilibre chimique est un véritable challenge pour les enseignants.

3.4. Deux réactions en une

L’élève a déjà été bien malmené et mis dans un certain inconfort intellectuel. Il convient de lui donner le coup de grâce. Lorsqu’on écrit une équation de réaction modélisant une transformation chimique réalisée à l’échelle macroscopique, on écrit en réalité deux réactions se produisant en sens inverse. Cette écriture contient donc de l’implicite et contribue à augmenter la difficulté (Kerment et Méheut, 2004). Cet implicite est alors caché dans le signe qui sépare réactifs et produits. Moins engageant en termes de modélisation que les flèches simples ou doubles, cela n’est toutefois certainement pas innocent dans le processus de fossilisation de l’équilibre mentionné plus haut.

3.5. Le principe du travail minimum

On peut enfin mentionner une dernière fausse conception, très implicite, mais pernicieuse. Dans le cas où l’équation bilan n’est pas donnée, une idée fréquente

est que le système évolue dans le sens qui conduit à augmenter sa stabilité (au sens énergétique), ce qui revient à considérer, avec des termes plus scientifiques, que les systèmes évoluent spontanément dans le sens exothermique des transformations. Même s’il n’est pas explicitement formulé de la sorte par les élèves, l’expérience montre que ce type de raisonnement, fondé uniquement sur l’enthalpie et excluant les effets entropiques, est implicitement présent jusqu’à tard dans les parcours universitaires. Elle n’est, à bien y réfléchir, pas honteuse puisque qu’à la fin du XIXe siècle Marcellin Berthelot l’avait théorisée dans son Principe du travail maximum qu’il formulait en ces termes : « tout changement chimique, accompli sans l’intervention d’une énergie étrangère, tend vers la production du corps ou du système de corps qui dégage le plus de chaleur ». On sait aujourd’hui, depuis les travaux de Théophile de Donder, que le critère d’évolution spontanée est lié à l’affinité A, liée à l’entropie créée, et pouvant s’écrire : Adξ > 0

4. Prévoir l’évolution spontanée d’un système chimique

La prévision du sens d’évolution spontanée d’un système chimique et de son état final (d’équilibre ou non) est un enseignement à hauts risques, car les conceptions fausses des élèves sur ces notions sont nombreuses, et des imprécisions ou des raccourcis faits par l’enseignant suffisent à les conforter ou à en créer des nouvelles.

Deux écueils majeurs ont été identifiés avec des conséquences particulièrement handicapantes : – Une perception erronée des interactions entre les molécules présentes dans le système où se produit une transformation chimique, conduisant à adopter une représentation pendulaire de

l’évolution du système, ou à construire des représentations alternatives fausses comme l’égalité des quantités de réactifs et de produits à l’équilibre.

– Un double processus de «fossilisation» de l’équilibre chimique :

– la fossilisation de l’état d’équilibre avec une vision statique de ce dernier ;

– une fossilisation théorique où les élèves effacent le quotient de réaction pour raisonner exclusivement sur un objet théorique statique : la constante d’équilibre (qui est une simple valeur numérique) ou l’équation bilan.

On propose quelques pistes et recommandations pour aider les enseignants dans la conception de leurs séquences pédagogiques, afin de transmettre les notions associées à cette partie du programme de terminale générale sans alimenter les conceptions erronées citées précédemment.

5. Modéliser et construire une représentation des transformations chimiques non totales Pour une transformation chimique modélisée par une équation de réaction A+ B → C + D, il se produit en réalité dans le milieu réactionnel, en continu, et simultanément deux réactions en sens opposé : A + B → C + D et C + D → A + B.

Il en découle que le système chimique peut évoluer dans le sens direct (formation de C et de D) ou dans le sens indirect (formation de A et de B), suivant les conditions expérimentales extérieures, et pourvu que la matière nécessaire à une évolution donnée soit présente (Quílez, 2004). Un système avec une composition initiale donnée peut donc, selon les conditions de l’expérience, évoluer spontanément dans un sens ou dans l’autre.

L’état d’équilibre thermodynamique correspond à une situation où :

– la transformation est terminée à l’échelle macroscopique et est donc incomplète. Toutes les espèces intervenant dans l’équation de la réaction sont présentes, et leur quantité de matière n’évolue pas dans le temps.

– à l’échelle microscopique, les deux réactions opposées se poursuivent en continu et à la même vitesse. L’équilibre chimique est donc dynamique.

5.1 Exemple d’expérience permettant d’illustrer la renversabilité

Pour construire ces images chez les élèves, l’expérimentation et la représentation sont sans surprise des outils efficaces. Il faut choisir les expériences ou les simulations de manière à illustrer les points du paragraphe précédent, c’est-à-dire :

– montrer la renversabilité des transformations chimiques

– montrer le caractère dynamique de l’équilibre chimique

On présente un exemple d’expérience permettant d’illustrer la renversabilité (Burke, 1977) (Encadré 1).

La formation de l’ion complexe CuBr42-

Étape 1 : dans deux erlenmeyers de 100 mL, placer 15 mL d’une solution de sulfate de cuivre de concentration en quantité de matière égale à 0,17 mol L–1.

Étape 2 : dans l’erlenmeyer A ajouter 5 mL d’une solution saturée de bromure de potassium et dans l’erlenmeyer B ajouter 5 mL d’eau distillée. On observe que l’erlenmeyer A devient vert.

Étape 3 : placer l’erlenmeyer A dans un bain de glace. On observe que l’erlenmeyer. A retrouve la couleur bleu initiale.

Interprétation

L’équation de la réaction modélisant les transformations observées est la suivante : Cu2+(aq) + 4 Br-(aq) CuBr42- (aq) bleu incolore vert

Lorsqu’on ajoute des ions bromure à la solution initiale contenant les ions cuivre(II) le système évolue dans le sens direct formant ainsi le complexe CuBr42-(aq). L’avancement à l’équilibre est suffisant pour que la solution prenne une coloration verte.

La réaction est endothermique. À basse température, l’équilibre est moins avancé. Lors du refroidissement, le système évolue dans le sens de la dissociation du complexe (sens indirect). La dissociation est suffisamment avancée pour que la solution prenne une coloration bleue.

Encadré 1. La formation de l’ion complexe CuBr42-.

Pour illustrer le caractère dynamique de l’état d’équilibre chimique, on peut utiliser des simulations. On citera celle

proposée par le groupe PÉGASE dont le site Internet est hébergé par l’ENS (École normale supérieure) de Lyon : http://pegase. ens-lyon.fr/enseigner/hors-niveau/nos-simulateurs.

5.2. Une représentation à éviter (à proscrire ?)

On rencontre fréquemment des représentations utilisant l’analogie hydraulique ou mécanique pour imager l’évolution d’un système hors équilibre vers un état d’équilibre, ou pour symboliser l’état d’équilibre lui-même (Davou et al., 2003). Des exemples de ces représentations sont donnés dans les figures 1 et 2.

Cette analogie permet d’illustrer le critère, un peu abstrait, qui consiste à comparer Qr à K(T) pour prévoir le sens d’évolution spontané d’un système, et à égaler Qr à K(T) pour décrire l’équilibre. Il est vrai que si l’on ne considère que l’échelle macroscopique sans se soucier de la représentation microscopique, cette démarche peut paraître efficace.

Figure 1. Analogie hydraulique.

Figure 2. Analogie mécanique.

Cependant, ces analogies génèrent et/ou alimentent la conception erronée qui consiste à avoir une vision pendulaire de l’équilibre. Cela consiste à imaginer que la réaction se fait exclusivement dans le sens direct (ou exclusivement dans le sens indirect), ou éventuellement qu’il se produit un phénomène d’alternance et d’oscillations avant que le système ne se stabilise dans sa position d’équilibre. Les analogies hydraulique ou mécanique éloignent donc l’élève de l’idée des réactions opposées se produisant simultanément et en continu. De plus, dans ces analogies, la représentation que l’on a de l’équilibre est statique ce qui contribue à la « fossilisation » de l’équilibre chimique.

On peut tempérer un peu ce jugement sévère dans le cas de l’analogie hydraulique qui est moins mauvaise que l’analogie mécanique (balance de Roberval). En effet, dans la conduite qui relie les compartiments et assure l’équilibrage du niveau d’eau dans les bassins, il est vrai, à l’instar de l’équilibre chimique, que des flux continuent à exister dans les deux sens. Néanmoins, cette subtilité reste très implicite pour un élève de terminale qui ne sera pas en mesure de la recevoir, et pensera alors l’évolution comme un flux d’eau global d’un côté ou de l’autre, et imagera l’équilibre comme une situation statique. Pour ces raisons, on ne peut que recommander de ne pas faire appel à ces analogies.

6. Enseigner les critères d’évolution spontanée et d’équilibre liés au quotient de réaction

Pour traiter l’évolution spontanée des systèmes chimiques et la détermination de la composition du système à l’équilibre, le programme de terminale utilise les modèles issus du registre théorique thermodynamique. Le

critère fondé sur la comparaison du quotient de réaction Qr à la constante K(T) est issu du second principe de la thermodynamique. Ce critère est abstrait et son utilisation demande malgré tout une certaine technicité dans le calcul de Qr . Les élèves peinent ainsi à y mettre du sens. Pour contourner les difficultés qu’ils rencontrent, ils construisent alors des raisonnements alternatifs fondés sur l’intuition, le bon sens, ou sur l’application partielle et approximative de ce critère. On a ainsi montré que les élèves font appel fréquemment à deux raisonnements palliatifs, de dernier recours, mais malheureusement erronés.

Pour

traiter

l’évolution spontanée des systèmes

chimiques et la détermination de la composition du système à l’équilibre, le programme de terminale utilise les modèles issus du registre théorique thermodynamique

– Un raisonnement portant uniquement sur l’équation de la réaction perçue comme un «interrupteur». Le système évolue dès que l’ensemble des espèces situées du même côté du signe sont en présence, et l’évolution se fait de manière à les consommer.

– Un raisonnement portant uniquement sur la valeur de la constante K(T) : si K(T) > 1 (ou «grande») le système évolue dans le sens direct, et si K(T) < 1 (ou «petite») le système évolue dans le sens indirect.

Ces deux raisonnements constituent ce que l’on peut

appeler une «fossilisation théorique» de l’équilibre qui consiste à transformer un critère dynamique en critères statiques. Le dynamisme mathématique apporté par l’inégalité contenue dans le critère issu du second principe de la thermodynamique est alors perdu au profit d’objets « figés » tels qu’une valeur numérique ou une équation-bilan.

6.1. Revaloriser l’un, atténuer l’autre

L’une des raisons principales des raisonnements hâtifs faits en utilisant la constante K(T) est la surexposition de l’état d’équilibre, et l’obsession à vouloir faire traiter aux élèves, dans chaque situation étudiée, l’état d’équilibre. Cela est d’ailleurs d’autant plus paradoxal que les applications intéressantes des systèmes chimiques s’observent souvent hors état d’équilibre. Une pile à l’équilibre est déchargée et donc peu utile! Et on ne peut que plaindre un organisme vivant qui atteindrait l’équilibre chimique perdant alors son épithète.

On recommande donc de proposer des activités dans lesquelles :

– l’évolution du système chimique vers un état final (d’équilibre ou non) est toujours (ou le plus souvent possible) étudiée, de manière à utiliser le critère de comparaison de Qr à K(T) ;

– de ne pas systématiquement étudier l’équilibre et de proposer des activités dans lesquelles seule l’étude d’évolutions dynamiques est réalisée.

L’objectif est de revaloriser la part des tâches réalisées par les élèves sur l’évolution afin d’atténuer le tropisme de l’enseignement actuel qui a tendance à sur-étudier l’équilibre. L’objectif est d’insister sur Qr pour qu’il ne s’efface pas au cours du temps au profit de K(T).

6.2 Représenter pour faire vivre le critère de comparaison de Qr à K(T)

Représenter l’évolution du quotient de réaction en fonction des quantités de matières (ou de l’avancement) permet d’insister sur le fait, qu’à température constante, K(T) est une constante. Cela permet de bien matérialiser son indépendance à la composition du système. Qr est donc traité comme une fonction de la composition du système (cadre du programme en terminale), dont on cherche l’abscisse pour égaler sa valeur à K(T).

La représentation graphique permet de rendre concrète la comparaison de Qr à K(T). Cela est certes moins imagé que l’analogie hydraulique ou mécanique, mais rester dans le cadre d’un formalisme mathématique permet d’éviter les écueils des analogies mécaniques et hydrauliques présentés précédemment.

Exemple

La solubilisation du dioxyde de carbone dans l’eau

On étudie une boisson gazeuse. Quand la bouteille est fermée, la concentration en quantité de matière de CO2(aq) dans la bouteille fermée vaut 0,27mol L–1

Le dioxyde de carbone peut se dissoudre dans l’eau. L’équation de la réaction modélisant cette transformation est la suivante : CO2(g) CO2(aq). La constante d’équilibre vaut à 298 K K(298) = 4,5 x 10–2. On représente l’évolution du quotient de réaction, calculé dans les conditions atmosphériques, en fonction de la concentration en quantité de matière de CO2(g).

Questions

1) Expliquer le «pchttt» entendu à l’ouverture de la bouteille.

2) Choisir en justifiant la proposition parmi les trois suivantes :

Représenter l’évolution du quotient de réaction en fonction des quantités de matières (ou de l’avancement) permet d’insister sur le fait, qu’à température constante, K(T) est une constante

a) Lorsque la bouteille est ouverte depuis une semaine et que l’on n’observe plus de bulles, la concentration en quantité de matière de dioxyde de carbone dissous dans la boisson vaut environ 2 x 10-5 mol L-1

b) Lorsque la bouteille est ouverte depuis une semaine et que l’on n’observe plus de bulles, la concentration en quantité de matière de dioxyde de carbone dissous dans la boisson est inférieure à 2 x 10-5 mol L-1

c) Lorsque la bouteille est ouverte depuis une semaine et que l’on n’observe plus de bulles,

la concentration en quantité de matière de dioxyde de carbone dissous dans la boisson est nulle.

Réponses

1) En exploitant le graphe on constate que si CO2(aq) = 0,27 mol L-1 alors Qr > K(298). Si les espèces de droite sont présentes alors le système évolue dans le K(298) sens indirect. On aura donc ici une évolution dans le sens de formation de CO2(g). La solution dégaze ce qui explique le « pchttt ».

2) Après une semaine, on peut considérer que le système est à l’équilibre. On a donc Qr = K(298). Donc [CO2(aq)] ≈ 2 x 10-5 mol L-1 (réponse 2a).

7. Autres recommandations

– Ne jamais conduire de raisonnement sur la prévision de l’état final à partir de la constante d’équilibre K(T) seule, et toujours l’associer au quotient de réaction Qr. Cette recommandation est particulièrement importante lorsqu’on traite les titrages. En effet, il est courant de faire le raisonnement suivant : « K(T) = 108 > 104, donc la transformation est totale ». C’est l’origine principale des raisonnements faux conduits

Figure 3. Évolution de Qr en fonction CO2(aq), on repère en pointillés rouges la valeur de K(298).

Représenter l’évolution du quotient de réaction en fonction des quantités de matières (ou de l’avancement) permet d’insister sur le fait, qu’à température constante, K(T) est une constante

par les étudiants jusqu’à tard dans les études supérieures qui consiste à ne raisonner que sur la valeur de K(T). En terminale générale il faut donc s’interdire ce raccourci, car les élèves n’en sont qu’aux balbutiements sur ces notions. On propose donc :

« La valeur de K(T) est très élevée, donc tant que des réactifs sont présents dans le milieu réactionnel en quantité mesurable, on a Qr < K(T), ce qui conduit à une conversion quasi complète des réactifs, et donc à une transformation quasi totale ».

Il est vrai que la justification qu’une réaction est une bonne réaction support de titrage est un peu plus lourde à mettre en place, mais les conséquences du raccourci fait usuellement sont telle qu’il est fondamental de s’abstenir de le faire.

– Éviter d’employer le terme « équilibre » pour désigner la transformation chimique étudiée ou pour désigner l’équation de la réaction modélisant cette transformation chimique. Ainsi, les phrases usuelles « on étudie l’équilibre AH + H2O A- + H3O+ » ou «on écrit l’équilibre entre AH et B–» ne doivent pas être dites par l’enseignant. En effet, l’équilibre chimique est un état particulier du système. Associer cette notion à une équation de réaction n’a

donc pas de sens. Cela ne peut que renforcer certaines des conceptions erronées présentées plus haut dans cet article.

– Toujours associer au critère Qr < K(T) la condition « si les espèces “de gauche” sont présentes » avant de conclure à l’évolution ou non dans le sens direct du système. De même, toujours associé au critère Qr > K(T) la condition «si les espèces “de droite” sont présentes» avant de conclure à l’évolution du système dans le sens indirect. En effet, cela permet de faire le passage entre le monde des modèles et le monde empirique pour éviter que l’élève ne conclue à une évolution du système alors que ce dernier ne le peut pas.

8. Conclusion

Pour enseigner la prévision de l’évolution spontanée des systèmes chimiques sans créer ou alimenter des conceptions erronées chez les élèves (ou le moins possible), deux points paraissent essentiels.

– Construire dès le début des apprentissages une représentation fidèle de ce qu’est une transformation chimique non totale et de ce qu’est l’état d’équilibre chimique.

– Éviter toute activité ou tout discours qui conduit à « fossiliser » l’équilibre que ce soit dans sa représentation mentale (vision statique de l’équilibre) ou dans son traitement théorique (raisonnement exclusivement sur la valeur numérique de la constante K(T) ou raisonnement exclusivement porté sur l’équation de la réaction).

Plusieurs recommandations ont été proposées dans cet article pour aider les enseignants à transmettre ces notions. On propose un récapitulatif (Tableau 1).

L’outil informatique et l’écriture de programmes peuvent

présenter une vraie valeur ajoutée dans la transmission vertueuse de ces notions. Cependant, la manière de bâtir le code peut malheureusement aussi alimenter des conceptions fausses, et cela doit faire l’objet d’une réflexion au préalable lors de la construction de l’algorithme, à la lumière des recommandations faites dans cet article.

Et malgré toutes ces propositions, enseigner reste une activité humaine, faite par des femmes et des hommes qui font de leur mieux. Les maladresses existeront toujours, cet article a simplement été écrit, à partir d’une expérience de terrain, pour aider à les réduire.

Références

Burke, B. (1977). «Chemical Equilibrium». Journal of Chemical Education, vol. 54, nº 1, p. 29.

Davous, D.; Dumont, M.; Féore, M. C.; Fort, L.; Gleize, R.; Mauhourat, M. B; Zobiri, T.; Jullien, L. (2003). «Autour des notions d’évolution et d’équilibre : une analogie hydraulique», Bulletin de l’Union des Physiciens, vol. 97, nº850, pp. 61-69, janvier. Gié, H. (1968). «L’affinité chimique». Bulletin de l’Union des Physiciens, vol. 63, nº 508 (1), pp. 1-9, octobre.

Gorodetsky, M.; Gussarsky, E. (1986). «Misconceptualization of the chemical equilibrium concept as revealed by different evaluation methods». European Journal of Science Education, vol. 8, nº 4, pp. 427-441.

Hameed, H.; Hackling, M. W.; Garnett, P. J. (1993). «Facilitating conceptual change in chemical equilibrium using a CAI strategy». International Journal of Science Education, vol. 15, nº 2, pp. 221-230.

Kermen, I.; Méheut, M. (2004). «Évolution des systèmes chimiques et équilibres

Recommandations à mettre en place

Utiliser des expériences visuelles ou des simulations pour illustrer la renversabilité des réactions, et construire une image dynamique de l’équilibre.

Utiliser des représentations graphiques du critère de comparaison de Qr à K(T).

Concevoir des activités dans lesquelles l’étude de situations hors équilibre et l’étude de l’évolution spontanée des systèmes

Toujours appliquer le critère de comparaison de Qr à K(T) sans faire le moindre raccourci.

Écueils à éviter

Ne pas utiliser l’analogie hydraulique ou l’analogie mécanique

Toujours associer au critère de comparaison de Qr à K(T) une précaution sur la disponibilité de la matière avant de conclure à l’évolution (ou non) du système.

chimiques en terminale S».

Bulletin de l’Union de Proffesseurs de Physique et de Chimie, vol. 98, nº 866, pp. 1145-1156, juillet-août-septembre.

Kermen, I.; Méheut, M. (2008).

«Expliquer l’arrêt de l’évolution d’un système chimique en terminale S -Première partie : analyse du programme».

Bulletin de l’Union de Proffesseurs de Physique et de Chimie, vol. 102, nº 905, pp. 847-856, juin.

Kermen, I.; Méheut, M. (2009).

«Different models used to interpret chemical changes : analysis of a curriculum and its impact on French students’ reasoning». Chemistry Education Research and Practice, vol. 10, pp. 24-34.

Kermen, I. (2018). Enseigner l’évolution des systèmes chimiques au lycée : savoirs et modèles, raisonnements d’élèves, pratiques enseignantes. Rennes : Presses Universitaires de Rennes.

Maskill, R.; Cachapuz, A. (1989).

«Learning about the chemistry topic of equilibrium : the use of word association tests to detect developing conceptualiza-

Ne pas surexposer les élèves à des situations où l’on étudie l’état d’équilibre chimique du système.

Ne pas conduire de raisonnement uniquement sur la valeur de la constante d’équilibre K(T) pour montrer qu’une transformation est totale ou qu’une réaction est quasi nulle.

Ne pas désigner une transformation, une réaction, ou une équation de réaction par le terme «équilibre».

tions», International Journal of Science Education, vol. 11, nº1, pp. 57-69.

Quílez, J. (2004). «A historical approach to the development of chemical equilibrium through the evolution of the affinity concept: some educational suggestions». Chemistry Education Research and Practice, vol. 5, pp. 69-87.

Rota, J. B. (2021a). «Prévoir l’évolution spontanée d’un système chimique en terminale générale spécialité physique-chimie. Partie 1 : diagnostic». Le Bup, vol. 115, pp. 779-791.

Rota, J. B. (2021b). «Prévoir l’évolution spontanée d’un système chimique en terminale générale spécialité physique-chimie. Partie 2 : pistes et recommandations». Le Bup, vol. 115, pp. 877- 886.

Stavridou, H.; Solomonidou, C. (2000). «Représentations et conceptions des élèves grecs par rapport au concept d’équilibre chimique», Didaskalia, vol 16, pp. 107-134.

Tyson, L.; Treagust, D. F.; Bucat, R. B. (1999). «The complexity of

teaching and learning chemical equilibrium». Journal of Chemical Education, vol. 76, pp. 554-558.

Van Driel, J. H.; De Vos, W.; Verloop, N.; Dekkers, H. (1998). «Developing secondary students’ conceptions of chemical reactions: the introduction of chemical equilibrium». International Journal of Science Education, vol. 20, nº 4, pp. 379-392.

Jean-Baptiste Rota

Docteur dans les Sciences de l’École

Normale Supérieure de Lyon (2010). Professeur de chimie en Classes Préparatoires aux Grandes Écoles (2010-2023). Il est actuellement inspecteur d’académie et directeur académique adjoint des services de l’éducation nationale dans le département de la Seine-Maritime.

CÉ : jean-baptiste.rota@ac-normandie.fr

29

número 32

Tableau 1. Récapitulatif de recommandations

Perfis conceituais de entropia e espontaneidade de processos físicos e químicos: uma abordagem voltada para a sala de

aula

Perfils conceptuals d’entropia i d’espontaneïtat de processos físics i químics: una aproximació a l’aula

Conceptual profiles of entropy and spontaneity of physical and chemical processes: a classroom approach

Edenia M. R. do Amaral / Universidade Federal Rural de Pernambuco, Brazil

Eduardo F. Mortimer / Universidade Federal de Minas Gerais, Brazil

resumo

O artigo tem por objetivo apresentar diferentes modos de pensar e falar sobre espontaneidade de processos físicos e químicos e entropia, estruturados em zonas de um perfil conceitual, a partir de situações e fenômenos que podem ser discutidos por professores em sala de aula. A discussão sobre a heterogeneidade do pensamento e da linguagem desses dois conceitos será usada como suporte para a proposição de recursos epistemológicos, pedagógicos e didáticos que podem possibilitar uma abordagem contextualizada e plural para o conceito de entropia e de espontaneidade dos processos físicos e químicos, buscando facilitar a ação docente em aulas de química.

palavras-chave

perfis conceituais, entropia e espontaneidade, heterogeneidade do pensamento e da linguagem, abordagens para o ensino.

resum

L’article té com a objectiu presentar diferents maneres de pensar i parlar sobre l’espontaneïtat dels processos físics i químics i l’entropia, estructurades en zones d’un perfil conceptual basat en situacions i fenòmens que els docents poden discutir a l’aula. La discussió sobre l’heterogeneïtat de pensament i llenguatge d’aquests dos conceptes serà utilitzada com a suport per a la proposició d’aspectes epistemològics, pedagògics i didàctics que puguin possibilitar un abordatge contextualitzat i plural del concepte d’entropia i d’espontaneïtat dels processos físics i químics, buscant facilitar l’acció docent a les classes de química.

paraules clau

perfils conceptuals, entropia i espontaneïtat, heterogeneïtat de pensament i llenguatge, enfocaments per a lensenyament.

abstract

The article aims to present different ways of thinking and talking about spontaneity of physical and chemical processes and entropy, structured in zones of a conceptual profile, based on situations and phenomena that can be discussed by teachers in the classroom. The discussion about the heterogeneity of thought and language of these two concepts will be used as support for the proposition of epistemological and pedagogical resources that can enable a contextualized and plural approach to the concept of entropy and spontaneity of physical and chemical processes, seeking facilitate the teaching action in chemistry classes.

keywords

conceptual profiles, entropy and spontaneity, heterogeneity of thought and language, approaches to teaching.

1. Introdução

Neste artigo, temos o objetivo de apresentar diferentes modos de pensar e falar sobre entropia e espontaneidade de processos físicos e químicos, estruturados em zonas de um perfil conceitual (Mortimer & El-Hani, 2014), a partir de situações e fenômenos que podem ser abordados por professores em sala de aula. Para isso, optamos por discutir a polissemia que emerge em aulas de química quando esses conceitos são estudados, fazendo uso de zonas de um perfil conceitual proposto na literatura (Amaral, 2005; Amaral & Mortimer, 2004; Amaral, Mortimer & Scott, 2014). Com este trabalho queremos contribuir para que professores possam adotar novas abordagens didáticas para o ensino da entropia em química.

O conceito de entropia tem sido utilizado por várias áreas do conhecimento, da economia às artes e, no entanto, a despeito de ter suas origens nas ciências físicas, pesquisas apontam para dificuldades e resistência nos estudos sobre esse conceito. Uma das razões para esse fato pode estar relacionada a uma abordagem clássica de ensino que não tem possibilitado um enfoque conceitual e contextualizado para a entropia, em aulas de ciências. Investigações sobre como os estudantes compreendem transformações físicas e químicas, de uma forma geral, descrevem concepções relacionadas a importantes questões, tais como: qual a diferença entre fenômenos físicos e químicos? O que é uma reação química? Em que extensão elas acontecem? A que velocidade? Elas absorvem ou liberam energia? No entanto, o questionamento sobre as razões pelas quais transformações físicas ou químicas ocorrem não recebe a mesma atenção. Refletir sobre essas razões nos leva a outra questão:

em que condições transformações físicas ou químicas podem ou não podem ocorrer? Aqui, defendemos que a compreensão de aspectos energéticos envolvidos nessas transformações pode ser construída com estudos sobre os conceitos de entropia e espontaneidade e as implicações que a segunda lei da termodinâmica traz para a ocorrência (ou não) de processos físicos e químicos. E esses conceitos podem ser abordados no contexto de ensino e aprendizagem da química com o propósito de aprofundar a compreensão sobre as transformações físicas e químicas.

Na Termodinâmica Química e na Termoquímica, entropia e espontaneidade são conceitos estudados de forma interligada, ou seja, o estudo da entropia leva à discussão sobre a espontaneidade, reversibilidade e irreversibilidade de processos físico-químicos e, da mesma forma, a abordagem sobre processos físicos e químicos envolve aspectos tais como, evidências, equilíbrio, velocidade e direção e fatores energéticos que são determinantes na ocorrência (ou não) desses processos. No ensino de química, é muito frequente que sejam determinadas as variações de entropia para um sistema e, a partir desse parâmetro, sejam definidas a ocorrência ou não do processo e as condições nas quais ele seria espontâneo, do ponto de vista científico. A concepção de espontaneidade implicada nessa forma de pensar é diferente daquela encontrada no contexto cotidiano, no qual as pessoas normalmente consideram como espontâneos os fenômenos que ocorrem sem qualquer interferência, ou ainda, ocorrem naturalmente (Amaral, 2004; Amaral e Mortimer, 2004). Do ponto de vista científico, os processos espontâneos não ocorrem necessariamente de forma natural, sendo

possível estabelecer condições particulares para a sua ocorrência. Essas diferentes formas de compreensão dificilmente são explicitadas no ensino e não são feitas correlações entre visão científica e cotidiana, o que pode limitar a compreensão dos estudantes sobre esses conceitos. No caso específico da abordagem ao conceito de entropia, em aulas e livros de química, é comum o uso de expressões matemáticas para a variação da entropia como parâmetro para definir a espontaneidade de processos, e isso muitas vezes não possibilita uma articulação significativa desse conceito com os fenômenos estudados. Geralmente, as expressões matemáticas são aplicadas sem que o significado dos parâmetros envolvidos – entropia, entalpia, energia livre de Gibbs - seja discutido. Pouca ou nenhuma relação conceitual é estabelecida, por exemplo, com estudos sobre reações químicas conduzidos em outras unidades de ensino. Considerando essas fracas correlações, o estudo sobre entropia e espontaneidade de processos físico-químicos parece ficar restrito ao campo formal, adquirindo um modesto estatuto no ensino de química, principalmente na educação básica. A introdução desses conceitos parece não encontrar ressonância nas expressões cotidianas dos estudantes e nem contribuir para uma compreensão mais ampla dos fenômenos. Consideramos que uma abordagem conceitual e contextualizada pode ajudar os estudantes a compreenderem melhor a entropia e o significado que esse conceito imprime às expressões matemáticas e convenções geralmente utilizadas. Entre outros fatores, isso implica em considerar, nas discussões em sala de aula, diferentes sentidos e significados atribuídos a esse

conceito nos seus diversos contextos de aplicação.

Indo nessa direção, propomos estruturar a heterogeneidade de modos de pensar sobre entropia e espontaneidade em zonas de um perfil conceitual (Amaral, 2004; Amaral e Mortimer, 2004) reunindo ideias e concepções que emergiram no desenvolvimento histórico-cultural desses conceitos e que circulam em aulas de química. As transformações da matéria são objeto de especulações e de estudos desde o tempo dos filósofos naturais. Tanto no contexto histórico quanto nas situações de ensino, podemos verificar a expressão de ideias ingênuas ou intuitivas e um movimento nos quais foram/são significados conceitos formalizados por modelos científicos. Por exemplo, é muito comum que estudantes associem entropia exclusivamente a uma ideia de maior desordem dos sistemas sem questionamentos sobre o que essa desordem representa. Por outro lado, estudantes fazem uso de convenções – variação de entropia positiva, negativa ou nula – para definir condições de ocorrência dos processos químicos, sem um entendimento sobre o que essas convenções significam. Acreditamos que abordagens conceituais para entropia poderão ser propostas por professores suportados por uma discussão ampliada de aspectos históricos e didáticos relacionados com as transformações da matéria ou reações químicas, e com a proposição do conceito de entropia.

Nessa perspectiva, apresentamos uma síntese das dificuldades dos estudantes nos estudos sobre entropia e algumas ideias históricas que marcam a gênese dos conceitos de entropia e espontaneidade dos processos físicos e químicos, buscando demonstrar como a gênese histórica e cultural pode ser colocada em diálogo com

a ontogênese desses conceitos para que sejam propostas as zonas do perfil conceitual de entropia e espontaneidade. A proposição de zonas de um perfil conceitual usa a gênese do conceito em foco em no mínimo três domínios genéticos diferentes (Wertsch, 1985): a ontogênese, que corresponde à gênese do conceito em indivíduos, recorrendo para isso à ampla gama de estudos sobre concepções alternativas existentes na literatura; a gênese histórica e cultural, que pode lançar mão de um ampla gama de estudos históricos sobre um conceito determinado; e a microgênese, que recorre aos dados sobre estudos longitudinais de curto prazo em indivíduos relacionados à pesquisa (Mortimer & El-Hani, 2014).

2. Os perfis conceituais de entropia e espontaneidade

Concepções de estudantes sobre entropia e espontaneidade – a ontogênese Na literatura em Educação em Ciências, pesquisas apontam para dificuldades que os estudantes têm com relação à aprendizagem do conceito de energia e seus correlatos (Duit, 1984; Gilbert & Pope, 1986; Ogborn, 1990 apud Boo, 1998), calor, energia, temperatura e energia de ligação (Cohen e Ben-Zvi, 1992). Segundo Boo (1998), tais dificuldades justificam o fato de os estudantes não aprenderem o porquê e como as reações químicas acontecem. Poucos trabalhos tratam das dificuldades de aprendizagem do conceito de entropia e destacamos alguns a seguir.

Ribeiro e colaboradores (1990) investigaram a forma como estudantes de um curso superior de química (quarto ano) classificavam reações químicas em termos de espontaneidade. Palavras com significados diferentes na ciência e no senso comum foram utilizadas. Os autores entrevistaram os estudantes a partir da demonstra-

ção de quatro reações químicas que ocorrem espontaneamente (ver quadro 1). Os estudantes deveriam explicação a ocorrência ou não das reações químicas observadas usando os termos “reação” e “espontâneo” e fazendo o cálculo da variação da energia livre (G) para os sistemas (reação espontânea se ∆G < 0).

Os autores concluíram que: a maioria dos estudantes utilizou noções cotidianas de espontaneidade nos seus argumentos e demonstraram não compreender o valor negativo da variação da energia livre (∆G < 0) como indicador; menos de 50% dos estudantes mudaram a sua opção inicial sobre a espontaneidade das reações após o cálculo da energia livre, e alguns deles expressaram ideias confusas; dois estudantes demonstraram que as reações 3 e 4 eram espontâneas em termos científicos, mas não em termos do cotidiano; a maioria dos estudantes foi capaz de calcular o valor de ∆G, distinguir entre ∆G e ∆H e identificar ∆G < 0 como um critério para decidir se a reação era espontânea, mas não conseguiam explicar os significados das expressões utilizadas. Quatro estudantes afirmaram que a variação de entalpia ∆H compensa o valor de -T∆S na expressão da energia livre (∆G = ∆H - T∆S); os estudantes pareceram se sair bem nas estratégias de resolução de problemas mas têm dificuldades em relacionar teoria e fenômeno real.

Amaral (2004) encontrou resultados semelhantes quanto à predominância do uso do formalismo matemático na resolução de problemas, sem que haja uma compreensão conceitual de fórmulas e convenções, quando alguns estudantes tiveram dúvidas quanto à espontaneidade do enferrujamento de um prego quando encontraram um resultado negativo para a variação da entropia do sistema (∆S s < 0),

REAÇÕES/ASPECTOS VISÍVEIS

1. Dissolução do Magnésio metálico em Ácido Clorídrico diluído - vigorosa e de fácil percepção

2. Dissolução de cloreto de amônio em água - reação exotérmica que aquece o recipiente utilizado

3. Oxidação do papel – amarelamento lento do papel

4. Oxidação de filamentos de ferro em presença de enxofre – ocorre lentamente

RESULTADOS OBSERVADOS

Maior parte dos estudantes considerou a ocorrência espontânea da reação (sem interferência), justificada por mudanças visíveis. Alguns mencionaram a variação negativa da energia de Gibbs.

Maior parte dos estudantes considerou a ocorrência espontânea da reação (sem interferência), justificada por mudanças visíveis. Alguns mencionaram a variação negativa da energia de Gibbs

50% dos estudantes afirmaram que a reação não era espontânea, mesmo depois de calcular a variação da energia livre

50% dos estudantes afirmaram que a reação não era espontânea, mesmo depois de calcular a variação da energia livre

Quadro 1 – Reações químicas e espontaneidade analisadas pelos estudantes na pesquisa

confundida com a variação de entropia do Universo (∆S = ∆Ss + ∆Sv) que deveria ter sido usada como indicador. Outros trabalhos da literatura apontam dificuldades na compreensão da entropia: apenas 10% dos estudantes de um curso superior de química apresentaram a ideia de que o decréscimo da energia livre do sistema ou o aumento da entropia do universo impulsiona as reações químicas (Boo, 1988), tendo a grande maioria mencionado a necessidade de um agente externo ativo ou de um mecanismo interno (reatividade) para que a reação ocorra; estudantes consideraram que reações endotérmicas não podem ser espontâneas; e que todas as reações que ocorrem naturalmente são exotérmicas (Johnstone et al, 1977); frequentemente os estudantes se confundem quanto ao uso das entropias do sistema, das vizinhanças e do Universo, e cometem o equívoco de considerar a espontaneidade dos processos quando ∆G < 0, em quaisquer condições, e não apenas à pressão e temperatura constantes (Granville, 1985).

Algumas ideias históricas sobre transformações da matéria, espontaneidade e entropia – a gênese histórico-cultural

Estudos sobre as transformações da matéria e a proposição do conceito de entropia possuem

origens em diferentes períodos da história da ciência, e em diferentes campos de investigação. Ideias relativas à espontaneidade dos fenômenos podem ser associadas às primeiras concepções sobre transformações da matéria, ainda que o termo espontaneidade não fosse usado em períodos remotos do desenvolvimento da ciência. Durante um tempo relativamente longo, as transformações da matéria eram explicadas de forma subjetiva, intuitiva ou religiosa, o que sugere concepções de espontaneidade dos processos vinculadas a uma ocorrência natural ou mística, por exemplo, a ideia Aristoteliana sobre a existência de um motor primordial que animava a matéria para a mudança e para a evolução (Vidal, 1986; Hudson, 1992). Essas concepções persistiram por longo tempo e concepções similares surgiram em diferentes momentos históricos, principalmente na alquimia, e eram atribuídas razões diversas para as transformações, tais como: atribuição de vida para a matéria inerte, ação de forças místicas, atribuição de poderes ou propriedade intrínseca ao material; a teoria do flogístico, entre outras (Amaral, 2004). Um longo caminho foi percorrido até que fosse dado um estatuto de reações química a um conjunto de transformações, a partir da compreensão sobre composição dos materiais, identifi-

cação de substâncias, afinidade entre substâncias, proporção para elas reagirem e formarem produtos, entre outros. No ensino de química, comumente são trabalhadas reações químicas cuja ocorrência já foi previamente estabelecida, e os estudantes não são levados a refletir sobre as condições que possibilitaram tal ocorrência.

Aprenentage de conceptes i models

número 32

Perfis conceituais de entropia e espontaneidade de processos físicos e químicos: uma abordagem voltada para a sala de aula

uma evolução espontânea do sistema, tornando esse conceito um “indicador de evolução” (aspas dos autores).

Amaral (1994) sugere que a aproximação da Química com a Termodinâmica tem um marco histórico nas experiências de medidas calorimétricas feitas por Lavoisier no século XVIII. Nos séculos XVIII e XIX, estudiosos de alguns campos da química buscavam compreender como aconteciam as transformações químicas a partir da ideia de afinidade química (Lèvere, 1991). No entanto, a aplicação dos princípios termodinâmicos à química, ocorrida por volta de 1870, propiciou a reconsideração de conceitos químicos, entre eles, o de afinidade química (Laidler, 1993). Segundo o autor, quando questões relativas à interconversão de calor e trabalho começaram a ser mais compreendidas, foi percebida a importância que a termodinâmica poderia ter para identificar fatores que determinam a direção de uma reação química. Somente depois de alguns anos, estudos sobre entropia foram usados para uma melhor compreensão das reações químicas, estando relacionados com a espontaneidade dos processos físicos e químicos. Entre outros, é destacado o trabalho de Gibbs (1839-1903) que propôs a expressão para a energia livre, na qual são consideradas as relações entre calor (entalpia), entropia e temperatura de um sistema (Laidler, 1993; Hudson, 1992). Gibbs propôs a variação da energia livre de um sistema como parâmetro para determinar em que direção ou que condições são necessárias para que uma transformação poderá ocorrer espontaneamente numa determinada direção, tornando a entropia como uma propriedade tão importante quanto a energia, a temperatura, a pressão e o volume.

Proposta de um perfil conceitual para entropia e espontaneidade Considerando os diferentes modos de compreender a entropia e espontaneidade que foram apresentados anteriormente, um perfil conceitual foi proposto na literatura (Amaral, 2004; Amaral e Mortimer, 2004; Amaral, Mortimer e Scott, 2014) buscando estruturar a heterogeneidade de pensamento que pode estar presente em aulas sobre esses conceitos. Para isso, foi feito um levantamento de ideias que emergem no contexto histórico e sociocultural, além da ontogênese do conceito revelado pelos estudos sobre concepções alternativas. A partir desses estudos foram estruturadas zonas que compõem esse perfil, considerando compromissos epistemológicos e ontológicos que estão implicados nessas ideias. Foram propostas três zonas para o perfil conceitual de entropia e espontaneidade de processos físicos e químicos (Amaral, Mortimer e Scott, 2014): zona perceptiva/intuitiva, zona empírica, e zona racionalista, que serão apresentadas a seguir.

Zona perceptiva/intuitiva: Nesta zona foram consideradas ideias de espontaneidade que correspondem a impressões, sensações e intuições imediatas, resultantes de reflexões subjetivas e pessoais baseadas em experiências empíricas relacionadas a um fenômeno particular. A percepção e a intuição imediatas orientam o indivíduo na construção de suas noções, de acordo com o contexto social e histórico em que se encontra ou com o qual interage. A ideia de espontaneidade está relacionada à observação de fenômenos que ocorrem naturalmente, sendo considerados espontâneos aqueles processos que ocorrem sozinhos, sem interferência externa.

Zona empírica: Nesta zona foram agrupadas ideias levam em conta as condições necessárias para que um processo ocorra espontanea-

mente e aquelas que estão pautadas no uso de algoritmos e fórmulas matemáticas para a análise de processos a partir de dados empíricos, ainda que não sejam compreendidas as relações conceituais envolvidas. Em outras palavras, os modos de pensar sobre a entropia e transformações químicas consideram parâmetros como temperatura, pressão e outras para avaliar a ocorrência espontânea de reações químicas, e/ou usam a expressão da variação da entropia do Universo (∆S), ou ainda, a expressão da variação da energia livre (∆G) para verificar se um processo é espontâneo (∆S > 0 e ∆G < 0). Aqui, persiste a tendência de os estudantes considerarem os valores da variação da entropia como medida do aumento ou diminuição da desordem. Tanto para a entropia quanto para a energia livre, a variação é calculada a partir de valores determinados empiricamente (T e ∆H) e pouco se discute sobre os significados desses parâmetros nas equações matemáticas.

Zona racionalista: Esta zona representa ideias sobre entropia e espontaneidade de processos envolvendo a compreensão da aleatoriedade espacial nos sistemas e da distribuição de energia em nível atômico-molecular, superando o uso irrefletido do formalismo matemático. A entropia é compreendida como uma propriedade da matéria associada à distribuição de energia que faz parte de relações complexas relacionadas com a energia livre de um sistema. O uso do formalismo matemático pode levar a um debate conceitual sobre os significados para os conceitos de entropia e energia livre, sendo suas variações e relações discutidas para explicar a ocorrência dos processos físicos e químicos. Por exemplo, em geral, uma reação química ocorre de forma espontânea quando há uma diminuição da energia interna

e um aumento da entropia do universo, o que leva à compreensão de que, no Universo, sistemas isolados tendem à mínima energia interna e à máxima entropia.

3. Articulando zonas do perfil conceitual para abordagem ao conceito de entropia

Ao discutir possíveis abordagem ao ensino, é importante destacar que o êxito ou insucesso de propostas didáticas dependem de vários fatores, entre outros, têm estreita relação com o domínio conceitual e o planejamento que professores adotam em suas aulas. Neste trabalho, visando contribuir para a ação docente no ensino de entropia e espontaneidade dos processos físicos e químicos, apontamos para a possibilidade de uma abordagem conceitual da entropia para a compreensão de reações químicas, a partir das zonas do perfil conceitual apresentadas anteriormente. As zonas podem contribuir para que professores articulem as principais ideias que circulam sobre entropia e espontaneidade nas discussões em aula e considerem possibilidades de abordar esses conceitos.

Abaixo, apresentamos possibilidades de ampliar as discussões sobre entropia e espontaneidade a partir das zonas do perfil conceitual para entropia, dialogando com algumas abordagens encontradas na literatura (ver Ben-Zvi e colaboradores, 1993; Barrow, 1988; Stylianidou e Ogborn, 1999; Lowe, 1988; Bickford, 1982; Baron, 1989 e Atkins, 1994).

Considerações Finais

Acreditamos que essas propostas de abordagem da entropia organizadas a partir das zonas do perfil conceitual promovem uma compreensão gradualmente mais complexa do conceito de entropia, e podem ajudar o professor no planejamento de aulas.

ABORDAGEM INICIAL: Estudo de fenômenos naturais e mudanças ao nosso redor

PROPOSTA: Promover discussões sobre diferentes modos de pensar espontaneidade e entropia estruturados nas diferentes zonas do perfil conceitual, partindo da zona perceptiva/intuitiva até a zona racionalista. O foco do ensino é conceitual. O estudo de fenômenos naturais e mudanças/transformações que ocorrem ao nosso redor provavelmente fará emergir a ideia comum de que seriam espontâneos apenas processos que ocorrem sem interferência externa, naturalmente, e o professor poderá levantar questões e convidar os estudantes a aprofundarem a compreensão sobre a ocorrência dos processos a partir do conceito de entropia.

POSSIBILIDADES: Analisar a seguinte situação: objetos quentes esfriam espontaneamente (zona preceptiva/intuitiva), mas objetos frios não se tornam quentes naturalmente, mostrando que existem condições nas quais os processos ocorrem, por exemplo, o objeto considerado frio poderia esquentar se fosse colocado em uma temperatura ambiente maior do que a sua. Apontar que existe uma propriedade do sistema responsável pela distribuição de energia, ainda que a quantidade total de energia seja conservada em qualquer processo, ressaltando que a distribuição da energia muda de maneira irreversível. Resgatar o significado físico da entropia como uma propriedade da matéria, discutindo sobre o formalismo matemático que a ela está associado (zona empírica). E, finalmente, mostrar que a entropia aponta uma direção natural dos processos considerando a distribuição da energia em nível atômico-molecular (zona racionalista), no entanto, por meio de processos naturais é possível realizar outros processos que não ocorrem naturalmente.

EXEMPLOS

1. Promover a compreensão sobre transformações naturais que ocorrem em pares e são o inverso uma da outra, por exemplo, a evaporação e condensação da água são igualmente válidas e não há preferência de direção para a ocorrência, mas existem condições nas quais elas irão ocorrer. É evidente que ambas as transformações parecem ser igualmente espontâneas no mundo natural. Nos dois casos, o calor flui de uma fonte ou corpo quente para o frio, no entanto, não está explícito na observação dos processos que fontes de calor (naturais) estão na origem dos fenômenos, e nem é evidenciado que fontes frias aparecem como consequência. Esse tipo de abordagem pode levar à discussão sobre “valor de transformação do calor ou da energia”, o que Clausius chamou de capacidade para transformar ou para fluir (Baron, 1989).

2. Outra situação: o resfriamento de alimentos proporcionado por um aparelho de refrigeração, que pode operar graças a uma variedade de fontes de energia – queima de carvão, queda de água ou explosão controlada de um núcleo atômico. Isso possibilita apresentar a entropia como uma propriedade dos sistemas, sendo um indicador das mudanças espontâneas ou naturais, ou seja, mudanças que ocorrem sem a necessidade de que a tecnologia intervenha ou controle o sistema. Mas deve-se salientar que outras mudanças ocorrem em condições específicas que podem ou não corresponder ao ambiente natural, como é o caso da refrigeração (Atkins, 1994).

ABORDAGEM EMPÍRICA: Energia e entropia como propriedades mensuráveis

PROPOSTA: Evidenciar a zona empírica do perfil apresentando a entropia como propriedade mensurável contrapondo a ideia comum de que uma maior desordem indica o aumento de entropia (zona perceptiva/ intuitiva). Abordar questões, tais como: variação da entropia como propulsora das transformações; o uso compreensivo das equações matemáticas (entropia como função de estado), quanto ao significado das variáveis envolvidas; e relações entre entropia e distribuição de energia em nível atômico-molecular (zona racionalista). Apontar energia e entropia como propriedades mensuráveis do sistema, tais como massa, densidade ou viscosidade, não sendo identificadas exclusivamente por meio de expressões matemáticas (Barrow, 1988). POSSIBILIDADES: Apresentar a entropia como propriedade que pode ser medida, é uma função de estado e está associada com a distribuição de energia no nível atômico-molecular da matéria. Podem ser usados gráficos, tabelas, imagens e simuladores, evidenciando que as diferenças entre os níveis de energia impulsionam a ocorrência das reações químicas.

EXEMPLOS

1. Analisar reações químicas quanto à ocorrência espontânea ou não, associando a observação ao uso das expressões que medem as variações da entropia e da energia livre de Gibbs. Ver pesquisa descrita anteriormente (Ribeiro e colaboradores, 1990).

A proposição de um perfil conceitual de entropia e espontaneidade de processos físicos e químicos foi fundamental para aumentar a compreensão sobre esses conceitos e facilitar a proposição de abordagens a esses conceitos que facilitem essa compreensão pelos estudantes.

Referências

Amaral, E. M. R. (2004). Perfil conceitual para a segunda lei da termodinâmica aplicada às transformações físico-químicas: a dinâmica discursiva em uma sala de aula de química do ensino médio. Tese de Doutorado – UFMG.

Amaral, E. M. R; Mortimer, E. F. (2004). «Un perfil conceptual para entropía y espontaneidad: una carcterización de las formas de pensar y hablar en el aula de Química». Educación Quimica, nº 15, págs. 218-233.

Amaral, E. M. R.; Mortimer, E. F.; Scott, P. (2014). «A conceptual profile of entropy and spontaneity: Characterising modes of thinking and ways of speaking in the classroom». In Mortimer, E. F.; El-Hani, C. N. (Eds.). Conceptual profiles: A theory of teaching and

learning scientific concepts, págs. 201-234. Dordrecht: Springer.

Amaral. L. O. F. (1994). Aquecendo a revolução química: Lavoisier e a termoquímica. Texto não publicado disponibilizado pelo autor.

Atkins, P. W (1989). The Second Law Scientific American Library: New York. 1984/1994.

Baron, M. (1989). «With Clausius from energy to entropy».

Journal of Chemical Education, Vol. 66, nº 12, págs. 1001-1004.

Barrow, G. M. (1988). «Thermodynamics should be built on energy – not on heat and work». Journal of Chemical Education, Vol. 65, nº 2, págs. 122-125.

Ben-zvi, R.; Silberstein, J.; Mamiok, R. (1993) «A model of termal equilibrium». Journal of Chemical Education, Vol. 70, nº 1, págs. 31-34.

Bickford, F. R. (1982). «Entropy and its role in introductory chemistry». Journal of Chemical Education, Vol. 59, nº 4, págs. 317-318.

Boo, H. K. (1998). «Students’ understandings of chemical bonds and the energetics of chemical reactions». Journal of Research in Science Teaching, Vol. 35, nº 5, págs. 569-581.

Cohen, I.; Ben-zvi, R. (1992). «Improving student achieve-

ment in the topic of chemical energy by implementing new learning materials and strategies». International Journal of Science Education, Vol.14, págs. 147-156.

Granville, M. F. (1985). «Student misconceptions in thermodynamics». Journal of Chemical Education, Vol. 62, nº 10, págs. 847-848.

Hudson, J. (1992). The history of Chemistry. The Macmillan Press.

Johnstone, A. H.; Macdonald, J. J.; Webb, G. (1977). «Misconceptions in school thermodynamics». Physics Education, Vol. 12, págs. 248-251.

Laidler, K. J. (1993). The World of Physical Chemistry. New York: Oxford University. Press Inc.

Levere, T. H. (1971). Affinity and matter: elements of chemical philosophy, 1800-1865. Oxford: Clarendon.

Lowe, J. P. (1988). «Entropy: conceptual disorder». Journal of Chemical Education, Vol. 65, nº 5, págs. 403-406.

Mortimer, E. F.; El-Hani, C. N. (Eds.). Conceptual profiles: A theory of teaching and learning scientific concepts (págs. 201-234).

Dordrecht: Springer.

Prigogine, I.; Stengers, I. (1997). A nova aliança. Tradução de

ABORDAGEM TEÓRICA: Diferentes formas de existir de um sistema

PROPOSTA: Foco na zona racionalista, discutindo o conceito de entropia como propriedade associada à distribuição de energia em dimensão atômico-molecular, que possibilita diferentes formas nas quais um sistema pode existir. Evitar a associação da aleatoriedade espacial com a aleatoriedade de distribuição de energia, como ocorre em alguns livros de química geral, que leva a associação da entropia apenas como medida de aleatoriedade espacial (desordem) de um sistema para explicar a ocorrência de determinados processos (Lowe, 1988).

POSSIBILIDADES: Discutir e, se possível, representar a distribuição de energia em nível molecular de forma a promover a compreensão de sistemas que podem se organizar de forma diferente dependendo da distribuição de energia das partículas. Com isso, levantar questões sobre relações entre aleatoriedade espacial (desordem) e aleatoriedade de distribuição de energia. O ponto de partida poderia ser a discussão sobre o que representa a ideia de desordem (zona perceptiva/intuitiva). Não é simples dissociar esses dois tipos de aleatoriedade e uma sugestão seria trabalhar com exemplos de processos nos quais a aleatoriedade espacial não necessariamente está associada a um processo espontâneo (Lowe, 1988).

EXEMPLOS

1. Estudo da situação: um cilindro de néon é considerado como um reservatório isolado de calor, exceto por uma das paredes na qual há um filme de água. Se o cilindro for bastante resfriado (200K), a água irá congelar espontaneamente, formando cristais de gelo, o que diminui a aleatoriedade de posição da água (diminui a desordem no âmbito molecular). Um fluxo de calor vai da água para o cilindro, aumentando a entropia do mesmo sem modificar a sua aleatoriedade de posição. O resultado líquido do sistema é um processo espontâneo (∆Suniv > 0) e um decréscimo de aleatoriedade de posição. Este é um processo a partir do qual pode ser feita uma discussão sobre um processo espontâneo que apresenta decréscimo ou nenhuma variação da aleatoriedade de posição, ou seja, há aumento de entropia sem aumento da desordem (Lowe, 1988).

2. Esclarecer sobre limitações na abordagem da entropia apenas como medida de desordem (aleatoriedade espacial), apresentando o conceito em termos de probabilidade, ou seja, um estado de desordem é mais provável do que um estado de ordem. Isso pode ser feito por evidenciar a aleatoriedade da energia, na sua natureza quântica, buscando explicar a entropia pela desordem de quanta discretos de energia. Se forem considerados diferentes tipos de energia: eletrônica, translacional, vibracional e rotacional, diferentes moléculas podem apresentar diferenças no número de formas com as quais distribuem essa energia e, dessa forma, diferem quanto à entropia. Com isso, pode-se evidenciar duas razões pelas quais as reações químicas ocorrem: uma é a tendência de encontrar um mínimo de energia, e a outra é a tendência de encontrar um máximo de aleatoriedade.

Miguel Faria e Maria Joaquina Machado Trincheira). Brasília: Editora da UnB.

Ribeiro, M. G. T. C.; Pereira C.; Maskill, R. (1990). «Reac tion and spontaneity: the influence of meaning from everyday language on fourth year undergraduates´ inter pretations of some simple chemical phenomena».

International Journal of Science Education, Vol. 12, nº 4, págs. 391-401.

Vidal, B. (1986). História da Química Lisboa: Edições 70.

Wertsch, J. (1985). Vygotsky and the social formation of mind. [S.l.]: Harvard university press.

Edenia M R do Amaral

Professora Titular Sênior da Universidade Federal Rural de Pernambuco (UFRPE). Graduada em Engenharia Química, mestre em Ciências Nucleares (UFPE) e doutora em Educação (UFMG).

Desenvolve pesquisas sobre perfis conceituais, linguagem, cognição e cultura na aprendizagem de conceitos científicos, e abordagens didático-pedagógicas para promover uma educação científica crítica e transformadora. E-mail:edenia.amaral@ufrpe.br

Eduardo F Mortimer

Professor Emérito da Faculdade de Educação da Universidade Federal de Minas Gerais (UFMG). É bacharel e licenciado em Química, pela UFMG e doutor em Educação pela USP. Suas publicações incluem “Conceptual Profiles: a theory of teaching and learning scientific concepts”, em parceria com Charbel El-Hani, publicado pela Springer.

E-mail: mortimer@ufmg.br

DOI:

Magnituds termodinàmiques per a l’estudi de processos espontanis i d’equilibri químic

Thermodynamic quantities for the study of spontaneous and chemical equilibrium processes

Juan Quílez / Grupo Especializado de Didáctica e Historia de la Física y la Química

Reales Sociedades Españolas de Química y Física

resum

En aquest treball es defineixen dues magnituds per a l’estudi dels processos espontanis i d’equilibri químic: l’energia lliure de reacció, DrG, i la constant d’equilibri termodinàmica, K. També s’introdueixen les equacions que permeten el seu càlcul i es fa una discussió al voltant de les seves unitats. Finalment, es resumeixen els errors que normalment presenten els llibres de text de química general en el tractament d’aquestes dues magnituds termodinàmiques.

paraules clau

Espontaneïtat, equilibri, energia lliure de reacció, constant d’equilibri, unitats.

abstract

In this paper, two quantities are defined for the study of spontaneous and chemical equilibrium processes: the free energy of reaction, DrG, and the thermodynamic equilibrium constant, K. The corresponding equations are also presented to allow their calculation. In both cases, a discussion is carried out around their units. Finally, a summary is made concerning the errors general chemistry textbooks usually present when dealing with these two thermodynamic quantities.

keywords

Spontaneity, equilibrium, free energy of reaction, equilibrium constant, units.

1. Introducció

El present treball té com a objectiu fer una presentació termodinàmica dels conceptes d’espontaneïtat i d’equilibri químic Aquesta tasca comporta definir les magnituds termodinàmiques corresponents i analitzar les equacions que en permetin el càlcul, fent èmfasi en les seves unitats. Particularment, ens centrarem en dues magnituds: l’energia lliure de reacció (DrG) (Quílez, 2022, Quílez-Díaz & Quílez-Pardo, 2015a) i la constant d’equilibri termodinàmica (K)

(Quílez, 2016, Quílez-Díaz & Quílez-Pardo, 2013, 2015b). El càlcul del seu valor permet en ambdós casos fer prediccions del sentit de reacció permès des d’una situació de no-equilibri (mescla inicial de reactius i productes) cap a un estat final d’equilibri químic. Finalment, es fa una anàlisi dels errors habituals (definició, càlcul i unitats) que es poden trobar en llibres de química general de batxillerat i de primer curs d’universitat (Quílez, 2008, 2009, 2012, 2018; QuílezDíaz & Quílez-Pardo, 2014, 2015b).

2. Criteris generals d’espontaneïtat i d’equilibri químic

En la deducció d’un criteri general tant d’espontaneïtat com d’equilibri químic, el nostre punt de partida és la funció termodinàmica extensiva energia de Gibbs (G) (Brénon-Audat et al., 1993). Aquesta magnitud està completament determinada per l’estat del sistema: temperatura (T), pressió (P) i les quantitats de substància de les espècies químiques presents (ni): G = G (T, p, n1, n2, ..., nk)

són J/mol. A més a més, cal tornar a insistir que el valor d’DrG està afectat per dos termes: el primer és un valor fix a una determinada temperatura (DrG0) i el segon (RTlnQ) depèn de la composició de la mescla gasosa de no equilibri, segons el valor de Q

Predicció del sentit en què te lloc la reacció a través del quocient Q /K

Tenint en compte que

DrG = DrG0 + RT lnQ

EXEMPLE 1. Predicció del sentit en què una reacció és espontània

Ara ja estem en condicions d’introduir l’equació que permet el càlcul d’∆- ���� . A partir de l’equació ∆- ���� = ∑%&'1 ����& & s’obté la següent expressió (McQuarrie & Simon, 1997):

∆- ���� = ∆- ���� 0 + �������� ������������ on Q és el quocient de reacció

Per a l’equilibri d’obtenció del metanol:

CO(g) + 2 H2(g)

Per a una reacció entre gasos que es pot representar com a A(g) + b B(g) ⇋ p R(q) + s S(g), Q, es defineix com:

CH3OH(g)

a 600 K, la constant d’equilibri termodinàmica és K = 1,24 × 10-4 Donada la següent composició de la mescla gasosa a 600 K i 500 bar: n(CO) = 1,64 mol; n(H2) = 0,82 mol; n(CH3OH) = 0,95 mol indica el sentit en el qual la reacció és espontània. Dada: R = 8,31 J mol-1 K-1

���� = %����(����) ���� 0 (- %����(����) ���� 0 (F

%����(����) ���� 0 (G %����(����) ���� 0 (H

Una vegada determinats els valors de Q i de ∆- ���� 0 , el càlcul d’∆- ���� és immediat. Recordem que és el signe d’∆- ���� el que ens informa del sentit espontani de reacció.

Solució

La constant d’equilibri termodinàmica, K

En el cas particular en el qual ∆- ���� = 0 (equilibri), es pot escriure:

Anem a utilitzar l’equació per a determinar el signe d’ i conèixer el sentit de reacció espontani.

més a més, cal tornar a insistir que el valor d’∆- ���� està afectat per dos termes: el primer és un valor fix a una determinada temperatura (∆- ���� 0 ) i el segon (RTlnQ) depèn de la composició de la mescla gasosa de no equilibri, segons el valor de Q

0 = ∆- ���� 0 + �������� ������������ de forma que es compleix:

i que:

Predicció del sentit en què te lloc la reacció a través del quocient Q /K

DrG0 = –RT lnK

Tenint en compte que ∆- ���� = ∆- ���� 0 + �������� ������������ i que: ∆- ���� 0 = �������� ������������ podem deduir:

podem deduir:

DrG = RT ln

∆- ���� = ���������������� M N

∆- ���� 0 = �������� ������������ on K és la constant d’equilibri termodinàmica, que es defineix com:

En primer lloc, calcularem el valor d’ i desprès, per a fer el càlcul del segon terme de l’equació anterior, necessitem conèixer el valor del quocient de reacció, Q

���� = %����(����)IJ ���� 0 (- %����(����)IJ ���� 0 (F

%����(����)IJ ���� 0 (G %����(����)IJ ���� 0 (H i que es pot calcular a partir del valor d’∆- ���� 0 :

(8,31 J mol-1 K-1) (600 K) × ln 1,24 × 10-4 = 44.850 J mol-1

En la determinació de Q, farem servir la següent expressió:

���� = ���� ∆,) 0 L$

Aquesta equació ens permet predir el sentit espontani d’una situació inicial de no equilibri (∆- ���� ≠ 0; Q ≠ K) fins a un estat d’equilibri (∆- ���� = 0; Q = K) amb l’ajuda del quocient Q/K:

- si Q < K; Q/K < 1; ∆- ���� < 0 ; reacció: Reactius → Productes

Aquesta equació ens permet predir el sentit espontani d’una situació inicial de no equilibri (DrG ≠ 0; Q ≠ K) fins a un estat d’equilibri (DrG = 0; Q = K) amb l’ajuda del quocient Q/K:

– si Q < K; Q/K < 1; DrG < 0; reacció: Reactius → Productes

– si Q > K; Q/K > 1; DrG > 0; reacció: Productes → Reactius

Aquesta discussió s’ha exemplificat en l’exemple 1.

Equilibris químics en dissolucions aquoses diluïdes

En este moment, determinarem les pressions parcials de cada gas (pi), utilitzant l’equació pi = χi pT, on χi és la seva fracció molar i pT és la pressió total.

Hem d’insistir que el valor d’∆- ���� 0 no ens informa de l’espontaneïtat d’un procés químic. Aquest valor està relacionat amb el de K, de forma que si ∆- ���� 0 < 0, aleshores K > 1 i si ∆- ���� 0 > 0, es compleix que K < 1.

= 139,3 bar

= 140 bar = 240,5 bar = 120,2 bar

Per tant, el valor de Q és:

En aquest punt es comprova que Q < K; per tant, el sentit espontani de reacció és:

CO(g) + 2 H2(g) → CH3OH(g)

A la mateixa conclusió s’arriba amb el càlcul d’: (600 K) (ln 4 5629 J/mol.

Unitats de la constant d’equilibri termodinàmica, K Resulta evident que les magnituds Q i K s’han definit d’una forma similar, a partir de les pressions parcials de la mescla gasosa de les substàncies que corresponen als reactius i als productes que participen en el procés; per al cas de K, els valors de pressions parcials corresponen als d’un estat d’equilibri i per al càlcul de Q, les pressions parcials són d’una situació de no equilibri. Aquestes dues magnituds han de ser adimensionals. Encara que les pressions parcials tenen unitats, les definicions de K i de Q permeten l’obtenció d’un valor sense unitats, ja que la pressió parcial de cada gas està dividida per P0 = 1 bar (Cox, 1982; Treptow, 1999). Del valor adimensional obtingut en cada cas s’obté el corresponent logaritme neperià (Boggs, 1958; Matta et al., 2011) tant per al càlcul d’∆- ���� com d’∆- ���� 0 , segons les corresponents equacions introduïdes anteriorment. Com ja s’ha comentat abans, tant ∆- ���� com ∆- ���� 0 són magnituds intensives amb les mateixes unitats que les del producte RT, que en el Sistema Internacional són J/mol. A

Donat que < 0, el sentit espontani de la reacció és el que ja havíem previst.

S’ha de fer notar que Com ja hem comentat, el signe d implica que K < 1, però no ens informa del sentit espontani de la reacció.

on c0 = 1 mol L-1

4. Constants d’equilibri Kp i Kc: unitats i relació amb K

Ara ja estem en condicions d’introduir l’equació que permet el càlcul d’∆- ���� . A partir l’equació ∆- ���� = ∑%&'1 ����& & s’obté la següent expressió (McQuarrie & Simon, 1997): ∆- ���� = ∆- ���� 0 + �������� ������������ Q és el quocient de reacció

Per als casos d’equilibris químics que comporten dissolucions aquoses diluïdes, el tractament és molt semblant. Només canvia l’expressió de la constant d’equilibri termodinàmica, K. Així doncs, per a l’equilibri químic representat per la següent equació:

a A(aq) + b B(aq)

4. Constants d’equilibri Kp i Kc: unitats i relació amb K

Ara ja estem en condicions d’introduir l’equació que permet el càlcul d’∆- ���� . A partir de l’equació ∆- ���� = ∑%&'1 ����& & s’obté la següent expressió (McQuarrie & Simon, 1997):

c C(aq) + d D(aq)

Per a una reacció entre gasos que es pot representar com a A(g) + b B(g) ⇋ p R(q) + s S(g), es defineix com: ���� = %����(����) ���� 0 (- %����(����) ���� 0 (F %����(����) ���� 0 (G %����(����) ���� 0 (H

la constant d’equilibri termodinàmica, K, s’expressa:

���� = @(����O /���� 0 )P (����Q /���� 0 )R (����S /���� 0 )G (����T /���� 0 )H AIJ -1

Una vegada determinats els valors de Q i de ∆- ���� 0 , el càlcul d’∆- ���� és immediat. Recordem que és el signe d’∆- ���� el que ens informa del sentit espontani de reacció. constant d’equilibri termodinàmica, K En el cas particular en el qual ∆- ���� = 0 (equilibri), es pot escriure: 0 = ∆- ���� 0 + �������� ������������ forma que es compleix:

on c0 = 1 mol L-1

∆- ���� 0 = �������� ������������

K és la constant d’equilibri termodinàmica, que es defineix com:

La IUPAC (Mills et al., 1993) defineix dues constants d’equilibri (Kp i Kc), que tenen dimensions, a diferència de la constant d’equilibri termodinàmica, K, que com ja s’ha discutit és una magnitud adimensional. La discussió al voltant de les diferències (definicions i unitats) entre aquestes tres constants d’equilibri només es realitza en alguns llibres de química general de batxillerat (Caamaño i Obach, 2018; Simon et al. 2016) i de nivell universitari

(Burrows et al., 2017), així com en altres de nivell superior (Claret et al. 1996; Levine, 2014).

La IUPAC (Mills et al., 1993) defineix dues constants d’equilibri (Kp i Kc), que dimensions, a diferència de la constant d’equilibri termodinàmica, K, que com discutit és una magnitud adimensional. La discussió al voltant de les diferències (definicions i unitats) entre aquestes tres constants d’equilibri només es realitza en llibres de química general de batxillerat (Caamaño i Obach, 2018; Simon et al. 2016) nivell universitari (Burrows et al., 2017), així com en altres de nivell superior (Claret al. 1996; Levine, 2014).

∆- ���� = ∆- ���� 0 + �������� ������������ on Q és el quocient de reacció

Per a una reacció entre gasos que es pot representar com a A(g) + b B(g) ⇋ p R(q) + s S(g), Q, es defineix com:

p R(q) + s S(g)

Per exemple, per a l’equilibri representat per l’equació: a A(g) + b B(g)

���� = %����(����) ���� 0 (- %����(����) ���� 0 (F %����(����) ���� 0 (G %����(����) ���� 0 (H

les constants d’equilibri Kp i Kc corresponen a les següents expressions:

Per exemple, per a l’equilibri representat per l’equació: a A(g) + b B(g) ⇋ p R(q) + s S(g) les constants d’equilibri Kp i Kc corresponen a les següents expressions:

Una vegada determinats els valors de Q i de ∆- ���� 0 , el càlcul d’∆- ���� és immediat. Recordem que és el signe d’∆- ���� el que ens informa del sentit espontani de reacció. La constant d’equilibri termodinàmica, K

����! = % (����L )- (����U )F (����S )G (����T )H ( IJ

d’equilibri Kp i Kc: unitats i relació amb K (Mills et al., 1993) defineix dues constants d’equilibri (Kp i Kc), que tenen diferència de la constant d’equilibri termodinàmica, K, que com ja s’ha una magnitud adimensional. La discussió al voltant de les diferències unitats) entre aquestes tres constants d’equilibri només es realitza en alguns

���� = %����(����)IJ ���� 0 (- %����(����)IJ ���� 0 (F %����(����)IJ (G %����(����)IJ (H

En el cas particular en el qual ∆- ���� = 0 (equilibri), es pot escriure: 0 = ∆- ���� 0 + �������� ������������ de forma que es compleix:

����P = @ [����]- [����]F [����]G [���� ]H AIJ

Per tant, la relació de Kp amb K és la següent:

∆- ���� 0 = �������� ������������ on K és la constant d’equilibri termodinàmica, que es defineix com:

���� = %����(����)IJ

���� 0 (- %����(����)IJ ���� 0 (F

����! = ���� (���� 0 );V(W) (p0 = 1 bar) on ����ν(g) = (p +s) – (a + b).

Resulta evident que si en l’expressió matemàtica de Kp les unitats de les pressions

parcials () són bar, aleshores K i K tenen el mateix valor; K tindrà en aquest

i que es pot calcular a partir del valor d’∆ ���� 0

c0 = 1 mol L-1

4. Constants d’equilibri Kp i Kc: unitats i relació amb K

Per tant, la relació de Kp amb K és la següent:

Ara ja estem en condicions d’introduir l’equació que permet el càlcul d’∆- ���� . A partir de l’equació ∆- ���� = ∑%&'1 ����& & s’obté la següent expressió (McQuarrie & Simon, 1997):

���� = @(����O /���� 0 )P (����Q /���� 0 )R (����S /���� 0 )G (����T /���� 0 )H AIJ on c0 = 1 mol L-1

Kp = K(p0 )Dν(g) (p0 = 1 bar)

on Dν(g) = (p + s) – (a + b).

4. Constants d’equilibri Kp i Kc: unitats i relació amb K

La IUPAC (Mills et al., 1993) defineix dues constants d’equilibri (Kp i Kc), que tenen dimensions, a diferència de la constant d’equilibri termodinàmica, K, que com ja s’ha discutit és una magnitud adimensional. La discussió al voltant de les diferències (definicions i unitats) entre aquestes tres constants d’equilibri només es realitza en alguns llibres de química general de batxillerat (Caamaño i Obach, 2018; Simon et al. 2016) i de nivell universitari (Burrows et al., 2017), així com en altres de nivell superior (Claret et al. 1996; Levine, 2014).

EXEMPLE 2. Càlcul de K, Kp i Kc a partir de dades termodinàmiques

∆- ���� = ∆- ���� 0 + �������� ������������ on Q és el quocient de reacció Per a una reacció entre gasos que es pot representar com a A(g) + b B(g) ⇋ p R(q) + s S(g), Q, es defineix com:

Per al següent equilibri químic:

2 NO2(g)

Per exemple, per a l’equilibri representat per l’equació: a A(g) + b B(g) ⇋ p R(q) + s S(g) les constants d’equilibri Kp i Kc corresponen a les següents expressions:

La IUPAC (Mills et al., 1993) defineix dues constants d’equilibri (Kp i Kc), que tenen dimensions, a diferència de la constant d’equilibri termodinàmica, K, que com ja s’ha discutit és una magnitud adimensional. La discussió al voltant de les diferències (definicions i unitats) entre aquestes tres constants d’equilibri només es realitza en alguns llibres de química general de batxillerat (Caamaño i Obach, 2018; Simon et al. 2016) i de nivell universitari (Burrows et al., 2017), així com en altres de nivell superior (Claret et al. 1996; Levine, 2014).

����! = % (����L )- (����U )F (����S )G (����T )H ( IJ ����P = @ [����]- [����]F [����]G [����]H AIJ

Per tant, la relació de Kp amb K és la següent:

Per exemple, per a l’equilibri representat per l’equació: a A(g) + b B(g) ⇋ p R(q) + s S(g) les constants d’equilibri Kp i Kc corresponen a les següents expressions:

on ����ν(g) = (p +s) – (a + b).

Resulta evident que si en l’expressió matemàtica de Kp les unitats de les pressions parcials (pi) són bar, aleshores Kp i K tenen el mateix valor; Kp tindrà en aquest cas les següents unitats: (bar)Dν(g) i com ja hem insistit abans, K és un valor adimensional. En canvi, si les unitats de Pi no són bar, els valors de Kp i K són diferents. Per tant, es pot establir la següent relació:

EXEMPLE 2. Càlcul de K, Kp i Kc a partir de dades termodinàmiques

N2O4 (g) DrH0 = – 57,9 kJ mol-1 calcula els valors de les constants d’equilibri K, Kp i Kc a T = 298 K. Dades: S0[NO2(g)]= 240,5 J/K mol; S0[N2O4(g)]= 304,3 J/K mol; R = 8,31 J mol-1 K-1

���� = %����(����) ���� 0 (- %����(����) ���� 0 (F %����(����) ���� 0 (G %����(����) ���� 0 (H

Per al següent equilibri químic:

2 NO2(g) ⇋ N2O4 (g) ����rH0 = – 57,9 kJ mol-1 calcula els valors de les constants d’equilibri K, Kp i Kc a T = 298 K.

Solució

Una vegada determinats els valors de Q i de ∆- ���� 0 , el càlcul d’∆- ���� és immediat. Recordem que és el signe d’∆- ���� el que ens informa del sentit espontani de reacció.

Dades: S0[NO2(g)]= 240,5 J/K mol; S0[N2O4(g)]= 304,3 J/K mol; R = 8,31 J mol-1 K-1

Solució

La constant d’equilibri termodinàmica, K

EXEMPLE 2. Càlcul de K, Kp i Kc a partir de dades termodinàmiques

Per al següent equilibri químic:

En el cas particular en el qual ∆- ���� = 0 (equilibri), es pot escriure:

����! = ����(���� 0 );V(W) (p0 = 1 bar)

����! = % (����L )- (����U )F (����S )G (����T )H ( IJ

En primer lloc, calculem el valor d’∆- ���� 0 amb l’ajuda de l’equació:

0 = ∆- ���� 0 + �������� ������������ de forma que es compleix:

2 NO2(g) ⇋ N2O4 (g) ����rH0 = – 57,9 kJ mol-1 calcula els valors de les constants d’equilibri K, Kp i Kc a T = 298 K.

∆- ���� 0 = ∆- ���� 0 ����∆- ���� 0 . Una vegada calculat aquest valor, la determinació de la constant d’equilibri termodinàmica, K, és immediata a partir de la següent equació:

En primer lloc, calculem el valor d’ amb l’ajuda de l’equació: DrG0 = DrH0 – TDrS0. Una vegada calculat aquest valor, la determinació de la constant d’equilibri termodinàmica, K, és immediata a partir de la següent equació: .

Resulta evident que si en l’expressió matemàtica de Kp les unitats de les pressions parcials (pi) són bar, aleshores Kp i K tenen el mateix valor; Kp tindrà en aquest cas les següents unitats: (bar)����ν(g) i com ja hem insistit abans, K és un valor adimensional. En canvi, si les unitats de Pi no són bar, els valors de Kp i K són diferents. Per tant, es pot establir la següent relació:

∆- ���� 0 = �������� ������������ on K és la constant d’equilibri termodinàmica, que es defineix com:

����P = @ [����]- [����]F [����]G [����]H AIJ

Per tant, la relació de Kp amb K és la següent:

Kp = K (bar)Dν(g) = K

����! = ���� (���� 0 );V(W) (p0 = 1 bar) on ����ν(g) = (p +s) – (a + b).

Dades: S0[NO2(g)]= 240,5 J/K mol; S0[N2O4(g)]= 304,3 J/K mol; R = 8,31 J mol-1 K-1

���� = ���� ∆,60 78

����rH0 = – 57,9 kJ mol-1

���� = %����(����)IJ ���� 0 (- %����(����)IJ ���� 0 (F

DrH0 = – 57,9 kJ mol-1

����rS0 = S0[N2O4(g)] – 2×S0[NO2(g)] = – 176,7 J K-1 mol-1

Solució

∆- ���� 0 = ∆- ���� 0 ����∆- ���� 0 = – 5243 J mol-1

DrS0 = S0[N2O4(g)] – 2×S0[NO2(g)] = – 176,7 J K-1 mol-1

En primer lloc, calculem el valor d’∆- ���� 0 amb l’ajuda de l’equació:

Kp = K (bar)∆ν(g) = K ( 1 1,01325atm)∆ν(g) = K (105 Pa)∆ν(g)

���� = ���� ∆,60 78 = 8,31

Només en el cas en què ����ν(g) = 0, Kp serà una magnitud adimensional.

Dν(g) = K (105 Pa)Dν(g)

%����(����)IJ ���� 0 (G %����(����)IJ ���� 0 (H i que es pot calcular a partir del valor d’∆- ���� 0 :

����! = ����P (��������);V(W)

����P = ���� @ ���� 0 ��������A∆V(W)

Només en el cas en què Dν(g) = 0, Kp serà una magnitud adimensional.

DrG0 = DrH0 – TDrS0 = – 5243 J mol-1

∆- ���� 0 = ∆- ���� 0 ����∆- ���� 0 . Una vegada calculat aquest valor, la determinació de la constant d’equilibri termodinàmica, K, és immediata a partir de la següent equació:

Els valors de Kp es calculen a continuació:

Altres relacions que es poden establir entre aquestes magnituds són les següents:

���� = ���� ∆,60 78

= 8,31

����! = ����(���� 0 );V(W) i donat que ����ν = – 1, Kp = 8,31 bar-1, d’on es dedueix que:

���� = ���� ∆,) 0 L$

Resulta evident que si en l’expressió matemàtica de Kp les unitats de les pressions parcials (pi) són bar, aleshores Kp i K tenen el mateix valor; Kp tindrà en aquest cas les següents unitats: (bar)����ν(g) i com ja hem insistit abans, K és un valor adimensional. En canvi, si les unitats de Pi no són bar, els valors de Kp i K són diferents. Per tant, es pot establir la següent relació:

����rH0 = – 57,9 kJ mol-1

Kp = 8,31×10-5 Pa-1 i Kp = 8,42 atm-1

Hem d’insistir que el valor d’∆- ���� 0 no ens informa de l’espontaneïtat d’un procés químic. Aquest valor està relacionat amb el de K, de forma que si ∆- ���� 0 < 0, aleshores K > 1 i si ∆- ���� 0 > 0, es compleix que K < 1.

����rS0 = S0[N2O4(g)] – 2×S0[NO2(g)] = – 176,7 J K-1 mol-1

Els valors de Kp es calculen a continuació:

∆- ���� 0 = ∆- ���� 0 ����∆- ���� 0 = – 5243 J mol-1

Finalment, Kc = Kp(RT) = (8,42 atm-1) (0,082 atm L mol-1 K-1) (298 K) = 205,8 (mol L-1)-1

Normalment, les unitats de Kc són (mol/L)����ν(g) i, de forma anàloga a Kp, només en el cas en què ����ν(g) = 0, Kc serà una magnitud adimensional.

Kp = K (bar)∆ν(g) = K ( 1 1,01325atm)∆ν(g) = K (105 Pa)∆ν(g)

En el cas d’equilibris en dissolucions aquoses diluïdes, és complex:

Altres relacions que es poden establir entre aquestes magnituds són les següents:

����! = ����P (��������);V(W)

����P = ���� @ ���� 0 ��������A∆V(W)

Kp = K(p0)Dν(g) i donat que Dν = – 1, Kp = 8,31 bar-1, d’on es dedueix que:

���� = ���� ∆,60 78 = 8,31

Cal remarcar que K s’ha calculat com una magnitud adimensional i que Kp i Kc s’han d’expressar amb les corresponents unitats.

Els valors de Kp es calculen a continuació:

Kp = 8,31×10-5 Pa-1 i Kp = 8,42 atm-1

Només en el cas en què ����ν(g) = 0, Kp serà una magnitud adimensional. Altres relacions que es poden establir entre aquestes magnituds són les següents:

����P = ����(���� 0 )∆V ja que c0 = 1 mol/L, Kc = K (mol/L)����ν. Els valors de K i Kc coincideixen si les unitats de concentració de cada espècie química s’expressen en unitats de mol/L.

Unitats de la constant d’equilibri termodinàmica, K Resulta evident que les magnituds Q i K s’han definit d’una forma similar, a partir de les pressions parcials de la mescla gasosa de les substàncies que corresponen als reactius i als productes que participen en el procés; per al cas de K, els valors de pressions parcials corresponen als d’un estat d’equilibri i per al càlcul de Q, les pressions parcials són d’una situació de no equilibri. Aquestes dues magnituds han de ser adimensionals. Encara que les pressions parcials tenen unitats, les definicions de K i de Q permeten l’obtenció d’un valor sense unitats, ja que la pressió parcial de cada gas està dividida per P0 = 1 bar (Cox, 1982; Treptow, 1999). Del valor adimensional obtingut en cada cas s’obté el corresponent logaritme neperià (Boggs, 1958; Matta et al., 2011) tant per al càlcul d’∆- ���� com d’∆- ���� 0 , segons les corresponents equacions introduïdes anteriorment. Com ja s’ha comentat abans, tant ∆- ���� com ∆- ���� 0 són magnituds intensives amb les mateixes unitats que les del producte RT, que en el Sistema Internacional són J/mol. A

����! = ����(���� 0 );V(W) i donat que ����ν = – 1, Kp = 8,31 bar-1, d’on es dedueix que:

Kp = 8,31×10-5 Pa-1 i Kp = 8,42 atm-1

Finalment, Kc = Kp(RT) = (8,42 atm-1) (0,082 atm L mol-1 K-1) (298 K) = 205,8 (mol L-1)-1

Comentaris finals

Finalment, Kc = Kp(RT) = (8,42 atm-1) (0,082 atm L mol-1 K-1) (298 K) = 205,8 (mol L-1)-1

Cal remarcar que K s’ha calculat com una magnitud adimensional i que Kp i Kc s’han d’expressar amb les corresponents unitats.

En aquest article s’han definit i calculat dues magnituds —l’energia lliure de reacció i la constant d’equilibri termodinàmica— que són molt útils en l’estudi de l’equilibri químic i de l’espontaneïtat de les reaccions químiques.

Cal remarcar que K s’ha calculat com una magnitud adimensional i que Kp i Kc s’han d’expressar amb les corresponents unitats.

Normalment, les unitats de Kc són (mol/L)����ν(g) i, de forma anàloga a Kp, només en el cas en què ����ν(g) = 0, Kc serà una magnitud adimensional. En el cas d’equilibris en dissolucions aquoses diluïdes, és complex: ����P = ����(���� 0 )∆V ja que c0 = 1 mol/L, Kc = K (mol/L)����ν. Els valors de K i Kc coincideixen si les unitats de concentració de cada espècie química s’expressen en unitats de mol/L.

Normalment, les unitats de Kc són (mol/L)Dν(g) i, de forma anàloga a Kp, només en el cas en què Dν(g) = 0, Kc serà una magnitud adimensional.

En el cas d’equilibris en dissolucions aquoses diluïdes, és complex:

Kc= K(c0)Dν

ja que c0 = 1 mol/L, Kc = K (mol/L)Dν. Els valors de K i Kc coincideixen si les unitats de concentració de cada espècie química s’expressen en unitats de mol/L.

Comentaris finals

En aquest article s’han definit i calculat dues magnituds —l’energia lliure de reacció i la constant d’equilibri termodinàmica— que són molt útils en l’estudi de l’equilibri químic i de l’espontaneïtat de les reaccions químiques.

L’energia lliure de reacció, ∆- ���� , és una magnitud intensiva (unitats en el Sistema Internacional: J/mol). El signe del seu valor permet predir el sentit espontani de reacció d’una mescla inicial de no equilibri fins a un estat final d’equilibri.

Comentaris finals

En aquest article s’han definit i calculat dues magnituds —l’energia lliure de reacció i la constant d’equilibri termodinàmica— que són molt útils en l’estudi de l’equilibri químic i de l’espontaneïtat de les reaccions químiques.

L’energia lliure de reacció, ∆- ���� , és una magnitud intensiva (unitats en el Sistema Internacional: J/mol). El signe del seu valor permet predir el sentit espontani de reacció d’una mescla inicial de no equilibri fins a un estat final d’equilibri.

Per contra, molts llibres de text utilitzen erròniament el valor de l’energia de reacció estàndard, ∆- ���� 0 , com a criteri general d’espontaneïtat, però, aquest valor només ens informa de la magnitud de la constant d’equilibri termodinàmica, K. S’ha exemplificat aquesta situació en un exercici (∆- ���� < 0: reacció Reactius → Productes, i ∆- ���� 0 > 0, que només indica que K < 1). ∆- ���� 0 és també una magnitud intensiva, però un gran percentatge de llibres de text expressen els valors d’∆- ���� i d’∆- ���� 0 amb unitats d’energia, com si foren magnituds extensives.

Per contra, molts llibres de text utilitzen erròniament el valor de l’energia de reacció estàndard, ∆- ���� 0 , com a criteri general d’espontaneïtat, però, aquest valor només ens informa de la magnitud de la constant d’equilibri termodinàmica, K. S’ha exemplificat aquesta situació en un exercici (∆- ���� < 0: reacció Reactius → Productes, i ∆- ���� 0 > 0, que només indica que K < 1). ∆- ���� 0 és també una magnitud intensiva, però un gran percentatge de llibres de text expressen els valors d’∆- ���� i d’∆- ���� 0 amb unitats d’energia, com si foren magnituds extensives.

El signe ���� sol ser un element de confusió, ja que aquestes variables termodinàmiques s’interpreten com increments (el resultat del canvi entre dos valors, final i inicial). Per exemple, en molts llibres es presenta l’equació ∆���� 0 = ��������������������! , en lloc de l’equació correcta, ∆- ���� 0 = �������� ������������ , de tal forma que es cometen dos errors:

El signe D sol ser un element de confusió, ja que aquestes variables termodinàmiques s’interpreten com increments (el resultat del canvi entre dos valors, final i inicial). Per exemple, en molts llibres es presenta l’equació DG0 = – RTInKp, en lloc de l’equació correcta, DrG0 = – RT InK, de tal forma que es cometen dos errors: – es confon la magnitud extensiva DG0 amb la magnitud intensiva DrG0 (en aquest cas els

El signe ���� sol ser un element de confusió, ja que aquestes variables termodinàmiques s’interpreten com increments (el resultat del canvi entre dos valors, final i inicial). Per exemple, en molts llibres es presenta l’equació ∆���� 0 = ��������������������! , en lloc de l’equació correcta, ∆- ���� 0 = �������� ������������ , de tal forma que es cometen dos errors:

L’energia lliure de reacció, DrG, és una magnitud intensiva (unitats en el Sistema Internacional: J/mol). El signe del seu valor permet predir el sentit espontani de reacció d’una mescla inicial de no equilibri fins a un estat final d’equilibri. Per contra, molts llibres de text utilitzen erròniament el valor de l’energia de reacció estàndard, DrG0, com a criteri general d’espontaneïtat, però, aquest valor només ens informa de la magnitud de la constant d’equilibri termodinàmica, K. S’ha exemplificat aquesta situació en un exercici (DrG < 0: reacció Reactius → Productes, i DrG0 > 0, que només indica que K < 1). DrG0 és també una magnitud intensiva, però un gran percentatge de llibres de text expressen els valors d’DrG i d’ DrG0 amb unitats d’energia, com si foren magnituds extensives.

En aquest article s’han definit i calculat dues magnituds —l’energia lliure de reacció i la constant d’equilibri termodinàmica—

Energia lliure de reacció

- es confon la magnitud extensiva ∆���� 0 amb la magnitud intensiva ∆- ���� 0 (en aquest cas els valors són idèntics, però les unitats no ho són).

- s’associa Kp amb K.

En la taula 1 s’han resumit els principals problemes que s’han trobat en llibres de química de batxillerat i de química general en el tractament de les magnituds termodinàmiques per a l’estudi de l’equilibri químic i l’espontaneïtat de les reaccions químiques.

Energia lliure de reacció

– Es confon DG amb i també DG0 amb DrG0

Constants d’equilibri

● Es confon ����G amb ∆- ���� i també ����G0 amb ����rG0

– S’indica que DG = 0 és la condició d’equilibri químic.

● S’indica que ����G = 0 és la condició d’equilibri químic.

– S’accepta DG0 < 0 com a criteri general d’espontaneïtat i DG0 = 0 s’utilitza per a definir l’estat d’equilibri químic.

– S’assumeix que si DG0 > 0, la reacció directa no està permesa.

Constants d’equilibri

● La constant d’equilibri termodinàmica, K, no es defineix.

– La constant d’equilibri termodinàmica, K, no es defineix.

● S’assumeix que Kp juga el paper de K

– S’assumeix que Kp juga el paper de K

● S’accepta ����G0 < 0 com a criteri general d’espontaneïtat i ����G0 = 0 s’utilitza per a definir l’estat d’equilibri químic.

– No s’estableixen les relacions de K amb Kp i Kc

● No s’estableixen les relacions de K amb Kp i Kc

– Kp i Kc s’expressen com magnituds adimensionals.

● S’assumeix que si ����G0 > 0, la reacció directa no està permesa.

– S’utilitza l’equació expressant en alguns casos ∆G° en unitats d’energia i el valor de Kp, prèviament calculat en atmosferes.

valors són idèntics, però les unitats no ho són).

– s’associa Kp amb K.

● Kp i Kc s’expressen com magnituds adimensionals.

K s’expressa amb unitats de pressió quan es calcula amb l’equació:

● S’utilitza l’equació ∆���� 0 = ��������������������! , expressant en alguns casos ∆G° en unitats d’energia i el valor de Kp, prèviament calculat en atmosferes.

K s’expressa amb unitats de pressió quan es calcula amb l’equació:

���� = ���� ∆,) 0 L$

● S’indica que la pressió estàndard de referència és p0 = 1 atm.

– S’indica que la pressió estàndard de referència és p0 = 1 atm.

de batxillerat i de química general en el tractament de l’energia lliure de reacció i de les constants d’equilibri.

de batxillerat i de química general en el tractament de l’energia lliure de reacció i de les constants d’equilibri.

Cal ressaltar que el valor del quocient Q/K proporciona una alternativa més senzilla com a criteri d’espontaneïtat en condicions isotèrmiques que el càlcul del signe d’∆- ���� i, particularment, resulta molt útil com a alternativa precisa i segura a la utilització de la regla de Le Châtelier en el cas de l’estudi de l’evolució d’equilibris pertorbats (Quílez, 2021, 2022).

En la taula 1 s’han resumit els principals problemes que s’han trobat en llibres de química de batxillerat i de química general en el tractament de les magnituds termodinàmiques per a l’estudi de l’equilibri químic i l’espontaneïtat de les reaccions químiques.

Cal ressaltar que el valor del quocient Q/K proporciona una alternativa més senzilla com a criteri d’espontaneïtat en condicions isotèrmiques que el càlcul del signe d’DrG i, particularment, resulta molt útil com a alternativa precisa i segura a la utilització de la regla de Le Châtelier en el cas de l’estudi de l’evolució d’equilibris pertorbats (Quílez, 2021, 2022).

D’altra banda, en aquest article hem introduït tres constants d’equilibri: la constant termodinàmica, K, i les constants experimentals, Kp i Kc. La diferenciació entre aquestes tres constants només es troba en un reduït percentatge de llibres de química general; particularment, K no sol estar explícitament definida. La constant d’equilibri termodinàmica és una magnitud adimensional i les altres dues constants tenen dimensions, però un percentatge molt alt de llibres de química general calculen Kp i Kc com magnituds sense unitats.

De l’estudi de la relació matemàtica entre Kp i K es conclou que si Kp s’expressa en unitats de (bar)����ν(g), aleshores els valors de Kp i K coincideixen. Aquesta circumstància ha fet que autors de llibres de text presenten Kp com si fora K. Si aquestes unitats no són bar, els valors de Kp i K són diferents. A més a més, quan Kp s’expressa amb unitats en aquests llibres, només s’utilitzen atmosferes i s’assumeix que els valors de Kp i K coincideixen, però P0 = 1 bar = 0,986923 atm, per la qual cosa el valor de Kp en atm és lleugerament diferent del de K. Si s’utilitzen altres unitats de pressió (per exemple, Pa), aleshores els valors de K i Kp ja no són semblants.

quan Kp s’expressa amb unitats en aquests llibres, només s’utilitzen atmosferes i s’assumeix que els valors de Kp i K coincideixen, però P0 = 1 bar = 0,986923 atm, per la qual cosa el valor de Kp en atm és lleugerament diferent del de K. Si s’utilitzen altres unitats de pressió (per exemple, Pa), aleshores els valors de K i Kp ja no són semblants.

Aquestes relacions entre les constants d’equilibri i l’estudi de les seves unitats sol estar absent en aquests texts. Normalment, només es presenta la relació entre Kp i Kc:

D’altra banda, en aquest article hem introduït tres constants d’equilibri: la constant termodinàmica, K, i les constants experimentals, Kp i Kc. La diferenciació entre aquestes tres constants només es troba en un reduït percentatge de llibres de química general; particularment, K no sol estar explícitament definida. La constant d’equilibri termodinàmica és una magnitud adimensional i les altres dues constants tenen dimensions, però un percentatge

D’altra banda, en aquest article hem introduït tres constants d’equilibri: la constant termodinàmica, K, i les constants experimentals, Kp i Kc La diferenciació entre aquestes tres constants només es troba en un reduït percentatge de llibres de química general; particularment, K no sol estar explícitament definida.

molt alt de llibres de química general calculen Kp i Kc com magnituds sense unitats.

De l’estudi de la relació matemàtica entre Kp i K es conclou que si Kp s’expressa en unitats de (bar)Dν(g), aleshores els valors de Kp i K coincideixen. Aquesta circumstància ha fet que autors de llibres de text presenten Kp com si fora K. Si aquestes unitats no són bar, els valors de Kp i K són diferents. A més a més,

Aquestes relacions entre les constants d’equilibri i l’estudi de les seves unitats sol estar absent en aquests texts. Normalment, només es presenta la relació entre Kp i Kc: Kp = Kc(RT)Dν(g). En. En aquest cas, en alguns llibres es calculen aquestes dues magnituds com adimensionals, sense tenir en compte les unitats del producte RT

Referències

Boggs, J. E. (1958). «The logarithm of “ten apples”». Journal of Chemical Education, vol. 35, p. 30-31.

Brénon-Audat, F.; Busquet, C.; Mesnil, C. (1993). Thermodynamique Chimique. Paris: Hachette.

Burrows, A.; Holman, J.; Parsons, A.; Pilling, G.; Price, G. (2017). Chemistry. Introducing inorganic, organic and physical chemistry Oxford: Oxford University Press.

Taula 1. Principals errors trobats en llibres de text de química

Taula 1. Principals errors trobats en llibres de text de química

Caamaño, A.; Obach, D. (2018). Reacció. Química Batxillerat 2 Barcelona: Teide.

Claret, J.; Mas, F.; Sagués, F. (1996). Termodinàmica Química i Electroquímica. Barcelona: Llibres de l’Índex.

Cox, J. D. (1982). «Notation for States and Processes, Significance of the Word Standard in Chemical Thermodynamics, and Remarks on Commonly Tabulated Forms of Thermodynamic Functions». Pure and Applied Chemistry, vol. 54, núm. 6, p. 1239-1250.

Craig, N. C. (1987). «The Chemists’ Delta». Journal of Chemical Education, vol. 64, núm. 8, p. 668-669.

De Heer, J. (1986). Phenomenological Thermodynamics with Applications to Chemistry. New Jersey: Prentice Hall.

Levine, I. N. (2014). Principios de fisicoquímica. México: McGrawHill.

Matta, G. F.; Massa, L.; Gubskaya, A. W.; Knoll, E. (2011). «Can one take the logarithm or the sine of a dimensioned quantity or a unit? Dimensional analysis involving transcendental functions». Journal of Chemical Education, vol. 88, núm. 1, p. 67-70.

McQuarrie, D. A.; Simon, J. D. (1997). Physical chemistry: a molecular approach. Susalito: University Science Books.

Mills, I.; Cvitas, T.; Homann, K.; Kallay, N.; Kuchitsu, K. (1993). Quantities, units, and symbols in physical chemistry. Oxford: Blackwell.

Quílez, J. (2008).«First-year university chemistry textbooks misrepresentation of equilibrium constants». Journal of Science Education, vol. 9, núm. 2, p. 86-88.

Quílez, J. (2009). «Análisis de los errores que presentan los libros de texto universitarios de química general al tratar la

energía libre de Gibbs». Enseñanza de las Ciencias, vol. 27, núm. 3, p. 317-330.

Quílez, J. (2012). «First-year university chemistry textbooks’ misrepresentations of Gibbs energy». Journal of Chemical Education, vol. 89, núm. 1, p. 87-93.

Quílez, J. (2016). «Kp does not play the role of the thermodynamic equilibrium constant, K: a discussed example on general chemistry textbooks’ misrepresentations». Chemistry: Bulgarian Journal of Science Education, vol. 25, núm. 6, p. 815-825.

Quílez, J. (2019). «Do the equilibrium constants have units? A discussion on how general chemistry textbooks calculate and report the equilibrium constants». International Journal of Physics & Chemistry Education, vol. 11, núm. 3, p. 73-83.

Quílez, J. (2021). «Le Châtelier’s Principle a Language, Methodological and Ontological Obstacle: An Analysis of General Chemistry Textbooks». Science & Education, vol. 30, p. 1253-1288.

Quílez, J. (2022). «Predicción de la evolución de equilibrios químicos perturbados. Una alternativa al principio de Le Châtelier». Alambique. Didáctica de las Ciencias Experimentales, vol. 107, p. 40-46.

Quílez-Díaz, A.; Quílez-Pardo, J. (2013). «¿Tienen unidades la(s) constante(s) de equilibrio?» Anales de Química, vol. 109, núm. 1, p. 34-37.

Quílez-Díaz, A.; Quílez-Pardo, J. (2014). «Definición y cálculo de las constantes de equilibrio en los libros de texto de química general preuniversitarios y universitarios». Enseñanza de las Ciencias, vol. 32, núm. 3, p. 187-203.

Quílez-Díaz, A.; Quílez-Pardo, J. (2015a). «Avoiding first-year

university chemistry textbooks’ misrepresentations in the teaching of spontaneous reactions». Química Nova, vol. 38, núm 1, p. 151-155.

Quílez-Díaz, A.; Quílez-Pardo, J. (2015b). «Avoiding general chemistry textbooks’ misrepresentations of chemical equilibrium constants». African Journal of Chemical Education, vol. 5, núm. 2, p. 72-86.

Schuffenecker, L.; Scacchi, G.; Proust, B.; Foucaut, J. F.; Martel, L.; Bouchy, M. (1991). Thermodynamique et Cinétique Chimiques. Toulouse: Langage et Informatique.

Simón, B.; García-Serna, J.; Romero, J. J. (2016). Química 2. Barcelona: Edebé.

Spencer, J. N. (1974). «DG and δG/ δξ». Journal of Chemical Education, vol. 51, núm. 9, p. 577-579.

Treptow, R. S. (1999). «How thermodynamic data and equilibrium constants changed when the standard-state pressure became 1 bar». Journal of Chemical Education, vol. 76, núm. 2, p. 212-215.

Juan Quílez

Doctor en Ciències Químiques. Ha estat catedràtic de Física i Química, assessor en centres de formació permanent, professor de formació inicial del professorat a les universitats de València i Jaume I i director d’institut. Les seves línies principals de recerca educativa són el llenguatge de la química, l’estudi històric i didàctic de l’equilibri químic i l’anàlisi crítica de l’enfocament STEM integrat. Ha publicat llibres de Física i Química de batxillerat.

C. e. jquilez@uji.es

Exploring energy and equilibrium through simple experiments

Explorant l’energia i l’equilibri mitjançant experiments senzills

Prof. Dr. Klemens Koch / Didactics of chemistry, Pedagogical University Berne and Gymnasium BielSeeland, Switzerland

abstract

Energy moves us and entropy determines the direction, e.g. of chemical equilibria. They are behind chemistry, they accompany us through chemistry lessons and many everyday problems, such as the climate debate. This article aims to get to the bottom of the energy concepts in chemistry and their application in chemistry teaching by looking at about a dozen phenomena in ten experiments. The role of entropy is only touched on in passing; dealing with it explicitly would be a topic in itself.

keywords

Experiments, energy, heat and work, collision theory, catalysis, chemical equilibrium.

resum

L’energia ens mou i l’entropia en determina la direcció, per exemple dels equilibris químics. Aquests termes químics ens acompanyen en les classes de química i de molts problemes quotidians, com el debat climàtic. Aquest article pretén arribar al fons d’aquests termes i la seva utilització en l’ensenyament de la química analitzant una dotzena de fenòmens en deu experiments.

paraules clau

Experiments, energia, calor i treball, teoria de col·lisions, catàlisi, equilibri químic.

1. Introduction: Energy, entropy and equilibrium

Energy is an abstract quantity with accordingly great potential to explain much in the world. Energy is the ability to work or transfer heat. Energy can be stored: A 100 g bar of chocolate 1 m above a surface has a potential energy of 1 joule, but also a chemical energy of about 2.300.000 joule!

Energy can be converted, e.g. the chemical energy of chocolate can be converted into kinetic energy during sport. Energy can also be transferred, e.g. electromagnetically, as light when a candle burns. Much of this is put into a framework by the first law of thermodynamics.The direction

in which a chemical reaction proceeds and how it relates to its counter-reaction in a chemical equilibrium is described by entropy and the second law of thermodynamics.

This article is less about the basics of thermodynamics than about related experiments. The special significance of work and heat, light energy, electrical energy, activation energy and catalysis as well as the effect on the course of chemical reactions and the dynamic chemical equilibrium, will be shown.

Table 1 lists the experiments included in this article. The experiments can be carried out individually or in combination:

Experiments 1 to 3 show the basics of the energy concept: Experiment 1 the distinction between work and heat, regarding entropy and description with the GIBB equation. Experiment 2 shows the importance of volumepressure work in chemical reactions. Experiment 3 shows the quantisation of energy at the atomic level with great significance in chemistry. The use of electrical energy in chemistry and electromagnetic phenomena are shown in experiment 4.

The collision theory and the role of activation energy is shown in experiments 5 to 7 and continued to a “reaction at a distance” in batteries. Catalysis is discussed

exemplarily in experiment 8 and in the model in experiment 9. The chemical equilibrium of a system of everyday reactions with carbonates and carbonic acid is shown in a “rainbow” in experiment 10.

ExperimentTitle

thermal energy. This is demonstrated by stretching and releasing the neck of a rubber balloon. It is also shown how heat is absorbed or released, which makes interesting connections to changes of state and refrigerators.

1Work and heat, hot and cold with a rubber balloon

2Pressure-volume work: The expanding and inverted glove

3Energy of light in different colours and quanta

4Water electrolysis multiplied and magnetically influenced

5Smashing thermite - collision theory

6Silvering by rubbing - activation energy with the thumb

7Aluminium-air battery – reaction energy without collision?

8Ethanol oxidation on a copper spiral - similar to biochemistry?

9Connecting paper clips with a trick - a model for catalysis?

10Chemical rainbow - equilibria in series

2. Exp. 1. Work and heat, hot and cold with a rubber balloon

Thermodynamics is about heat and work transfer and entropy.

There is a fundamental difference between work and

How to proceed

Take a rubber balloon by the neck. Stretch the neck and release it.

– Predict the energetic changes by the stretching and the

releasing of rubber, work and heat.

– In the released state: Feel with your upper lip or measure the temperature of the balloon skin with an IR thermometer.

– Stretch the neck of the balloon and feel or measure the temperature of the balloon skin again in the stretched state.

– Keep the neck of the balloon stretched and let it adjust to room temperature.

– Release the neck of the balloon and feel or measure the temperature of the balloon skin again.

Explanations

Stretching needs work and means approaching the molecules and aligning them in parallel. This releases energy as heat (figure 1).

It is analogous to the liquefaction of gases, e. g. for gas lighters. When a gas is compressed, the molecules are brought closer together. This releases energy in the form of heat (figure 2).

The expansion and release of a balloon is analogous to the change of the state of aggregation (figures 1 und 2).

Releasing the balloon requires energy in the form of heat (-> cold), like the evaporation from liquid to gas.

Table 1. Experiments to construct and relate the ideas of energy, entropy, links to chemistry and equilibrium.

Figure 1. Molecular representation of the released (left) and the stretched (right) state.

Figure 2. Molecular representation

(left)

(right) state.

When stretching, the molecules approach each other like in the condensation process. This releases energy in the form of heat.

It is a model for a refrigeration machine where heat is absorbed by evaporation of a liquid and released outside the refrigerator by condensation of the gas. As the condensation is not spontaneous, the refrigeration machine has to do the work by compressing the gas.

Inversely, it is a model of a heat pump. With work, a gas is condensed, and heat is released in one place and absorbed in another place when the liquid evaporates.

When the balloon is stretched using work, the molecules are forced to approach and align in parallel. As they come closer, energy is released in the form of heat.

The phenomena can be well understood with the GIBBS equation:

Stretching (non-spontaneous):

DG = DH – T· DS >0 (work!) <0 >>0 (<<0)

Release means to let the molecules spontaneously separate and work. It absorbs energy as heat, which makes it cold.

But why do the molecules move away from each other if there is an attraction between them? The explanation implies entropy. The entropy in the rubber increases.

Releasing (spontaneous):

DG = DH – T· DS

Further activities

You can hang a weight on a rubber band. Look at the GIBBS equation and predict what should happen when you heat the rubber band with a hair dryer.

This experiment shows why enthalpy describes chemical reactions more appropriately than energy:

Expand a glove by producing carbon dioxide and reverse the process by absorbing carbon dioxide. The pressure-volume work adds to the energy.

The reaction between sodium carbonate and citric acid produces carbon dioxide gas. The gas must create space in a certain volume against the air pressure; energy is converted by pressure-volume work.

In the reverse reaction with a base, carbon dioxide gas is absorbed; the same amount of pressure-volume work is converted back.

How to proceed

Expanding Glove (figure 3a)

Put a heaped teaspoon sodium hydrogen carbonate (≈ 7 g NaHCO3) and citric acid (≈ 6 g C6H8O7)

in the empty glass jar (minimum height 20 cm, opening 8 - 12 cm). Fill the glove with about 15 ml of water, put it over the rim of the jar and let the fingers hang outwards. To start the reaction, pour the water into the glass jar and move the jar to start the reaction.

Observation

As the water mixes with the powders a gas starts to evolve. The glove expands and straightens. Let the gas at the top escape once or twice.

Explanation

The sodium hydrogen carbonate dissolved in water and the citric acid carry out a chemical reaction that produces carbon dioxide. The gas expands the glove. The reaction is endothermic.

3 NaHCO3 + C6H8O7

alternatively calcium oxide or or calcium hydroxide solution) to the glass vessel and put the glove back on.

Observation

The glove is reversed and pushed into the glass jar.

Explanation

The sodium hydroxide solution absorbs the carbon dioxide, and the pressure goes below atmospheric pressure. The atmospheric pressure pushes the glove into the glass bowl.

CO2 g + H2O l H2CO3 aq

H2CO3 aq + 2 NaOH aq

Na2CO3 aq (sodium carbonate, soda) + 2 H2O

(or H2CO3 + Ca(OH)2 aq

CaCO3 (calcium carbonate, lime) + 2 H2O)

4. Exp. 3. Energy of light in different colours and quanta

The following experiment arranges LEDs according to light energy: Which ones need a high electrical voltage, which ones also shine with less voltage?

3. Exp. 2. Pressure-volume work: The

Na3C6H5O7 + 3 CO2 + 3 H2O

How to proceed

expanding and inverted glove

Pressure-volume-work makes the difference between energy and enthalpy.

Reverse glove (figure 3b)

Add sodium hydroxide solution (approx. 4 g in 10 ml water,

First connect one and then several LEDs (Light Emitting Diodes) to a lithium button battery. To do this, slide the

Figure 3. Expanding glove (a) against the air pressure and inverted glove (b) driven by the air pressure.

connecting wires over the battery so that the longer wire is on the positive terminal.

Depending on the colour, the LEDs need 2- 3.5 V voltage.

The lithium battery generates approx. 3 V open-circuit voltage.

The battery is also a resistor and prevents too much current from flowing.

Explanation

Light energy: LEDs emit light when electrons fall from a higher to a lower energy level and give off (light) energy in the process.

The higher the fall, the more energy the light has, the more electrical energy it needs to bring the electrons to the higher level. The voltage drops as more LEDs are connected and is then no longer sufficient for the one with the greatest energy difference in light generation (figure 5).

In the follow-up experiment, the photoelectric effect in LED is used to show the quantum nature of light during emission and absorption and thus the discrete energy states in the atoms.

How to proceed

Illuminate different receiver LEDs with different coloured emitting LEDs. Make sure that they are aligned straight, e.g. with the help of matching Lego® components.

Use a voltmeter to measure the voltage that is generated in the receiver LED after absorption. This is the counter-reaction to the generation of light in the emitting LED and shows the conversion of light into electrical energy.

For example:

– When a red, emitting LED illuminates a blue, absorbing LED.

– Or vice versa when a blue LED illuminates a red LED.

– Or when a red LED illuminates a red LED.

With coloured solutions or foils between equally coloured emitting and absorbing LEDs, we have a simple spectrometer.

Explanation

The absorbing LED only reacts when the right “energy portion” or the right light quantum or photon

from a certain wavelength arrives. A blue LED does not react to red light, even if it is very intense. But it does react to blue light or UV light (figure 7).

A coloured solution or foil absorbs a proportion of the photons; this proportion can be linked to the concentration by the Beer-Lambert law. It is a model of a simple spectrometer.

5. Exp. 4. Water electrolysis multiplied and magnetically influenced

The introductory experiment shows the chemical reactions, especially acid/base effects, when the current flows from the electrode to the electrolyte and vice versa.

How to proceed

A sodium sulphate electrolyte solution 0.1M is mixed with universal indicator and set to neutral with calcareous, slightly basic tap water or with a little sodium bicarbonate. It is electrolysed with two carbon electrodes and a voltage of 9 V - 18 V. Red cabbage juice can also be used as

Figure 4a. How to connect an LED to the lithium button battery.

Figure 4b. Multiple LED on one button cell.

Figure 5. Simple model of an LED: A voltage source transports electrons to a higher energy level. From there they fall to a lower level, emit (light) energy and flow back in the circuit.

Figure 6. Juxtaposition of an emitting and a receiving LED with a LEGO construction.

a “universal indicator”. The carbon electrodes are short sections of carbon rods, such as those used in model making or for kites. Pencil leads also work. Sodium sulphate is used because this salt is inert to electrolysis in water.

Explanation

Minus pole - cathode 2 H2O + 2 e→ H2 + 2 OH-

Water is reduced at the cathode (negative pole) and H2 g and OH- aq are released.

The solution becomes basic. The solution becomes purple with the universal indicator and green with the red cabbage juice (figure 8). Positive pole + anode 2 H2O → O2+ 4 H+ + 4 e-

Water is oxidised at the anode (positive pole) and O2 g and H+ aq are released.

The solution becomes acidic. The solution turns red with both indicators (figure 8).

Total reaction (cathode reaction double): 6 H2O → O2 + 2 H2 + 4 OH + 4 H+

after neutralisation: 6 H2O → O2 + 2 H2 + 4 H2O simplified: 2 H2O → O2 + 2 H2

When stirring the reaction mixture, the neutralisation of equal amounts of hydrogen cations H+ aq and hydroxide anions OH- aq always results in a neutral green solution.

Double electrolysis with a carbon bipolar electrode

The electrolysis experiment becomes more impressive when the current enters and leaves the electrolysis several times. This is technically used for high-voltage

electrolysis instead of high-current electrolysis.

How to proceed

For this purpose, another carbon rod, approx. 5 cm long, is placed in the centre of the Petri dish. The neutral sodium sulphate electrolyte solution with universal indicator is electrolysed with two carbon rods and 13-18 V.

Observations

The same colour changes occur as in the previous experiment, but in addition, a red and a violet spot form again on the carbon rod placed in the centre (figure 10).

Figure 8. The colours change at both poles, here with red cabbage juice.

Figure 10. Colour change of the red cabbage juice during electrolysis with a bipolar electrode.

Figure 7. Model of energy transfer by quanta in the juxtaposition of an emitting and a receiving LED.

Figure 9. Colours of a universal indicator dye solution (left) and red cabbage juice (right, at high pH values a slow secondary reaction to yellow dyes is going on) at different pH values.

Figure 11. Colours of the universal indicator. a: after electrolysis with bipolar electrode; b: during mixing of the reaction solution; c: after mixing of the reaction solution.

When mixing the reaction solution after the end of electrolysis, a wonderful range of colours is produced in between and a green solution again at the end (figure 11).

Explanation

Part of the current flows through the bipolar electrode. At the ends of the bipolar electrode, there is again a “current translation” from ion current to electron current and vice versa, associated with the reduction or oxidation of the water and the corresponding colour appearances.

Variation with an LED as bipolar electrode

The proof that current flows through the bipolar electrode in the solution can also be provided by an LED: The feet of an LED are bent flat sideways, and it is placed in the electrolyte solution. The solution is electrolysed with two movable carbon rod electrodes and 13-18 V. The electrodes are immersed in the electrolyte solution and moved closer and closer to the terminals of the LED from the edge, without touching them, until the LED starts to light up. The cathode must approach the short terminal of the LED (negative pole), the anode the long terminal (positive pole).

Observations and discussion

The LED lights up and electrolysis starts at the electrodes with the familiar colour change of the universal indicator where ion current translates into electron current at the LED wire ends after electrolysis and vice versa (figure 12).

Variation: Electrolyte current in the magnetic field - Rotation of the electrolyte

The Petri dish with the neutral sodium sulphate electrolyte solution mixed with universal

indicator is placed on a strong disc magnet. The solution is electrolysed with 9-18 V and two carbon rods, which are positioned to the left and right of the disc magnet.

Observation

The solution starts to rotate in two opposite directions (figure 13).

aurora, generator, electric motor, etc.

Variation with salt and pepper

In a petri dish or other shallow vessel, dissolve some table salt in water and sprinkle a little fine pepper powder on the surface. Place the vessel on a disc-shaped super magnet and electrolyse the

Explanation

The three physical quantities: magnetic field, electric current and force are causally connected and are oriented in the three spatial directions according to the right-hand rule (figure 14).

This physical phenomenon has great importance and many applications in electromagnetic effects: Electromagnetic radiation,

solution with two carbon rods and 9-18 V as above. The pepper powder shows a circular movement of the electrolyte.

6. Exp. 5. Smashing thermitecollision theory

Reactions start when particles with sufficient activation energy meet in suitable alignment (collision theory), which is nicely

Figure 12. Electrolysis with an LED as bipolar electrode.

Figure 14. Right-hand rule for magnetic field, current and Lorentz force.

Figure 13. Development of water electrolysis with universal indicator in the magnetic field in 90s steps.

illustrated by the following experiment.

If two rusty iron balls collide in the macro world, their particles also collide in the micro world; if there is aluminium foil between them, this leads to a thermite reaction.

How to proceed

Wear safety goggles and hearing protection. A rusty iron ball of approx. 5 cm diameter is struck tangentially with a second rusty ball wrapped in aluminium foil. There is a bang and sparks fly.

Explanation

Hot iron particles are produced in a strongly exothermic thermite reaction.

2 Al + Fe2O3 → Al2O3 + 2 Fe

Subsequently, the hot iron particles burn up.

3 Fe + 2 O2 → Fe3O4

7. Exp. 6. Silvering by rubbingactivation energy with the thumb Particles can overcome the activation energy with friction.

With the following solid-state reaction, metals containing copper such as brass, bronze, aluminium bronze or copper itself can be coated with silver by rubbing.

How to proceed

Rub-on silver plating: Clean and degrease the surface. Take up some silvering mixture with a

damp cloth and rub the slurry onto the non-ferrous metal surface until it is completely coated. Then rinse the surface with water and polish with lime powder.

To prepare the silvering mixture: Pulverise finely: 3 parts silver chloride AgCl, 15 parts sodium chloride NaCl (not iodised!) and 20 parts potassium hydrogen tartrate (KC4H5O6) (mass fractions). Mix the powders and store them away from light.

Explanation

Silver(I) is reduced to silver, which forms a coating. Copper and the other less noble metals are oxidized.

Cu + 2 AgCl → 2Ag + CuCl2

8. Exp. 7. Aluminium-air battery – reaction energy without collision?

(Redox) reactions can also take place without collision of particles if the electrons flow via an electrical conductor.

A lot of energy is released in the two following redox reactions:

4 Al s + 3 O2 g/aq → 2 Al2O3 s

Oxygen in the air oxidises aluminium or

4 Al s + 12 H+ aq → 6 H2 g

Acid oxidises aluminium

The energy can be released as heat, but also as electrical work if the reactions take place at different locations, e.g. in a battery:

How to proceed

About 40 ml of granulated activated carbon is placed on a piece of aluminium foil (approx. 15 cm x 15 cm) and moistened with semi-saturated saline solution. A graphite plate electrode (approx. 70 mm x 40 mm) is placed on top. The voltage of approx. 0.9 V between the aluminium foil and the graphite electrode operates an LED lamp or an electric motor with a low starting voltage (solar electric motor) for a long time. The activated carbon must be moistened regularly. The activated carbon can be returned to the storage vessel, even when moist, and reused. The aluminium foil

Figure 15. Sparks when the balls collide with aluminium foil in between.

Figure 16. Silver-plated copper- and brass-plated coins.

Figure 17: Aluminium/air battery with electric motor (left) or low-voltage LED lamp (right).

shows a fractal corrosion pattern after the experiment.

Explanation

The reactions take place in separate locations, at the anode (negative pole) and the cathode (positive pole) of the battery. The energy of the electron flow is used for a lamp or a motor. The ions move in the water (electrolyte) and close the circuit.

Minus pole: 4 Al → 4 Al3+ + 12 e-

Plus pole: 3 O2 + 12 e- → 6 O(-II) resp. Plus pole: 12 H+ aq + 12 e- → 6 H2 g

9. Exp. 8. Ethanol oxidation on a copper spiral - similar to biochemistry?

Many reactions save activation energy thanks to catalysts - this is also a characteristic of the phenomenon of life.

Alternately, copper is oxidised in air and copper oxide is reduced in ethanol vapour. The transition from these reaction steps to continuous ethanol oxidation with oxygen shows that and how copper acts as a catalyst.

Caution: Ethanal and ethanol are flammable and hazardous to health (e.g. causes headaches). Work in a fume cupboard or with good ventilation.

Preparation

A piece of copper wire (length approx. 40 cm, diameter approx. 1 mm) is wound in a spiral around a pencil or similar, leaving about 25 cm free end. This free end is bent so that it can be hung in a wide-necked 200 mL Erlenmeyer flask and the copper spiral hangs about 4 cm above the bottom. It is advantageous if it does not hang at the same height everywhere (figure 18a).

How to proceed

The bottom of a wide-necked 250 mL Erlenmeyer flask is heated

and approx. 5 mL ethanol is added so that ethanol vapours are produced. The copper wire spiral is heated to glowing with a gas burner, hung in the Erlenmeyer flask still glowing, pulled out, hung in again, pulled out, etc. It is finally hung in. Finally, it is hung in and left hanging.

Observation and explanation

Oxygen in the air oxidises copper in the flame to copper oxide:

Cu s + ½ O2 g → CuO s

Ethanol vapours reduce copper oxide and are oxidised to ethanal:

CuO s + CH3CH2OH g → Cu s + CH3CHO g + H2O g

If the spiral hangs where oxygen and ethanol vapours are present, the reaction happens in one step and the copper spiral glows due to the reaction energy and a grass-like aldehyde smell is perceived (figure 18b). The two reactions occur together. Copper is a catalyst or oxidation mediator (via the intermediate CuO):

CH3CH2OH g + ½ O2 g → Cu CH3CHO g + H2O g

Compare the reaction and the system with processes in living organisms!

10. Exp. 9. Connecting paper clips with a trick - a model for catalysis?

Reactions run more easily with catalysis - is there a magic trick behind it?

Starch molecules are long chains of condensed α-glucose molecules and are hardly accessible purely synthetically. Nature produces billions of tons every year. How does it do it? Does it have a trick?

All large nutrient molecules of carbohydrates, fat and proteins are built up from small molecular building blocks by condensation and broken down again during digestion.

Monosaccharides (e.g. glucose or fructose) condense into disaccharides (e.g. sucrose) or polysaccharides (e.g. starch), amino acids condense into proteins. This requires synthase enzymes and triphosphates, similar to ATP, as an energy source.

How an enzyme can combine two small molecules into a larger one is complex and cannot be observed directly. To better understand the mechanism, we describe it with models.

How to proceed

Take a paper strip of approx. 20 x 5 cm. Fold a few centimetres in

Figure 18: Copper wire in spiral form in ethanol vapours (a: preparation scheme and b: photo of the final reaction).

an S-shape in the middle. The fold has three layers. Put a paper clip over the front two layers of the fold on the left and one over the back two layers on the right (figure 19 a-c). Pull on both ends of the paper strip so that the fold comes loose and the paper clips join.

or worse. They stop working when they are poisoned, or they stop working when it is too hot, when they lose their natural structures and denaturate. Enzymatic condensation is not a magic trick, it is more sophisticated!”

Does the paper clip-paper strip model fit for enzymatic condensation?

Understanding the world means recognising connections. Models are all the more useful for this purpose, the more appropriately they depict the complex processes of nature. Compare the process of enzymatic reactions in living organisms with the model of the paper clip and the strip of paper? Find equivalents for the words in bold.

“Enzymes catalyse, for example, the combination of two monosaccharides to form a disaccharide. This connection requires energy supply from ATP molecules. Enzymes have active sites where the substrates fit in (lock-and-key principle) and first form an enzyme-substrate complex. For starch, thousands of glucose molecules are joined, not simultaneously, but step by step. The joining step takes place in the enzyme according to an optimised reaction mechanism. Understanding chemistry often means elucidating reaction mechanisms. With allosteric inhibition, enzymes work slower

Explanation

An astonishing number of aspects of enzyme action can be associated (~) with the paperclip model:

enzyme ~ folded paper strip Monosaccharide ~ one paper clip; disaccharide two linked paper clips etc.

energy supply ~ mechanical work to connect two paper clips active site ~ the locations where you attach the two paper clips to the paper strip etc.

A model can never explain everything, but discussion and comparison reveal important aspects of the modelled situation.

11. Exp. 10. Chemical rainbow - equilibria in series

Enthalpy is exchanged in reactions; entropy ensures that dynamic chemical equilibria are formed.

In the following aqueous solution with a sodium carbonate/acetic acid concentration gradient, different equilibria occur. Which equilibria occur in which pH value and which carbonic acid-derived particles (species CO32-, HCO3-, H2CO3 bzw. H2O/CO2 (aq/g) are involved?

How to proceed

Fill a test tube with acetic acid solution CH3COOH aq 0.1M to ¾ of its height. Add universal indicator dye solution. Hold the test tube at an angle and let the saturated sodium carbonate solution flow with the pipette along the test tube wall to the bottom until some colourless sodium carbonate solution has collected at the bottom.

Observation and explanation

A rainbow of colours appears in the test tube (figure 20).

Determine the different pH values at different heights of the test tube using Figure 21. Also, use the height of the bubble formation of carbon dioxide to link it to a specific pH value.

Figure 19. a-c : Folding the paper strip and attaching the paper clips.

d: Connected paper clips after pulling up the paper strip.

Figure 20. Test tube with acetic acid, universal indicator dye solution and sodium carbonate solution.

Figure 21. Colours of a universal indicator dye solution at different pH values.

Explanation

At the corresponding pH values, there are two main reactions that influence the transformation of the dyes of the universal indicator and the formation of gas bubbles.

1: In the “purple part” around pH 10.4

CO32- aq + CH3COOH aq

CH3COO- aq + HCO3- aq

2: In the “yellow-green part” around pH 6.4

HCO3- aq + CH3COOH aq

CH3COO- aq + H2CO3 aq

The carbon dioxide gas bubble formation of CO2 g shows the pH value as a “gas indicator” together with the “colour indicator” of the universal indicator. This pH value corresponds approximately to the pKA = 6.4 of carbonic acid.

At a pH value of about 6.4, we can therefore observe:

H2CO3 aq CO2 g + H2O aq

Final considerations

The ten experiments show very aesthetic and most surprising phenomena. Their use in chemistry lessons by myself and colleagues shows how this stimulates interest and motivation in the students. The experiments are easy and safe to perform. But on reflection, they reveal complex scientific ideas. They start from the phenomena of everyday life and methodically lead to the fascinating scientific concepts behind them.

Acknowledgement

The text was translated from German into English with the help of deepl.com.

References

Experiment 2. Variation of a demonstration by W. Schatz

The ten experiments show very aesthetic and most surprising phenomena. Their use in chemistry lessons by myself and colleagues shows how this stimulates interest and motivation in the students.

and H. Wachtler seen at the Chemietage 2016 in Linz, Austria.

Experiment 3. E. V. Kvittingen, L. Kvittingen, B. J. Sjursnes, R. Verley: Simple and Inexpensive UV-Photometer Using LEDs as Both Light Source and Detector, J. Chem. Educ. 2016, 93, 1814−1817, DOI: 10.1021/ acs.jchemed.6b00156

Experiment 4. Kyle N. Knust. Milkin University, USA. Electrolysis with bipole electrodes. Oral communication 2016

Overview of bipolar electrochemistry: S. E. Fosdick, Kyle N. Knust, K. Scida, R. M. Crooks, Bipolar Electrochemistry, Angew. Chem. Int. Ed. 2013, 52, 10438–10456, DOI: 10.1002/ anie.201300947

Figure 14: Par Jack maderivative work: Canarris — Travail personnel Rechte-Hand-Regel. svgMano-2.svg, CC BY-SA 3.0, https://commons.wikimedia. org/w/index.php?curid= 46400799, 15.05.2023

Experiment 5. Larry Peck. Texas A&M University. experiment shown at the BCCE 2000 Balls can be purchased at Flinn Scientific or at www. kugel-winnie.de (cannon balls 50 mm, hardened, material 1.3505, Quality G500)

Photo: https://www.chem-page. de/experimente/smashingthermit.html, 25.05.2023)

Experiment 7. M. Tamez, J. H. Yu: Aluminum–Air Battery, Journal of Chemical Education, 84/12, p. 1936A, Dec. 2007, K. Koch: LED-Lampen mit einfachen galvanischen Zellen betreiben, c+b, Bulletin of the Swiss Science Teacher Association (VSN), www.vsn.ch, 1/13, spring 2013.

Experiment 9. Thomas Brezinza «Tolle Experimente». Ravensburger Buchverlag. Ravensburg. 2005. Adrian Allen: Workshop «It’s not magic, it’s science we don’t see». ASE Conference, 6 January 2023, Sheffield UK . Internet: «paper clip linking», e.g. https://www. youtube.com/watch?v=f3R0w OYom1E (13.1.23)

Experiment 10. http://www.rsc. org/eic/2016/05/rainbow-fizzph-demonstration (22.5.16)

Prof. Dr. Klemens Koch

Didactics of chemistry, Fabrikstrasse 8, Sekundarstufe II, PH Bern, 3012 Bern, Switzerland, klemens.koch@ phbern.ch, https://www.phbern.ch/ ueber-die-phbern/personen/klemenskoch) and chemistry teacher at the Gymnasium Biel-Seeland, Switzerland.

Research field: Experiments and didactics for an extended understanding of the everyday world, e.g. in introductory chemistry, redox chemistry, thermodynamics and quantum chemistry.

Disseny d’activitats pràctiques per a la comprensió d’idees clau de l’equilibri químic

Designing practical activities for the understanding of key ideas and chemical equilibrium

Juan Quílez / Grupo Especializado de Didáctica e Historia de la Física y la Química Reales Sociedades Españolas de Química y Física

resum

La comprensió del concepte equilibri químic requereix que els estudiants de química revisin les idees que prèviament han desenvolupat al voltant de les reaccions químiques. A més a més, el professorat ha d’intentar que l’alumnat no generi alguns errors conceptuals que es manifesten molt persistents i que, per tant, actuen com a barreres d’aprenentatge. Un estudi històric del procés de construcció de les idees clau que conformaren aquests conceptes pot ajudar en el disseny d’activitats de laboratori per al seu l’ensenyament. Aquesta tasca s’exemplifica amb la proposta de diverses activitats experimentals on es treballen les idees de ‘reacció incompleta’ i ‘reversibilitat’. Finalment, es presenta una simulació per ajudar els estudiants en l’explicació dinàmica molecular d’aquest tipus de reaccions.

paraules clau

Equilibri químic, reversibilitat, reacció incompleta, equilibri dinàmic.

abstract

Understanding the concept of ‘chemical equilibrium’ requires chemistry students to review the ideas they have previously developed around chemical reactions. In addition, teachers must try to ensure that students do not generate some related conceptual errors that are very persistent and thus act as barriers to learning. A historical study of the construction process of the key ideas that made up this concept can help in the design of laboratory activities for their teaching. This task is exemplified by several proposed experimental works where the following ideas are introduced: ‘incomplete reaction’ and ‘reversibility’. Finally, a simulation is presented to help students in the molecular dynamic explanation of these reactions.

keywords

Chemical equilibrium, reversibility, incomplete reaction, dynamic equilibrium.

1. Introducció

L’estudi històric del procés de construcció (experimental i teòric) del concepte d’equilibri químic es pot realitzar amb l’ajuda de les següents idees clau: ‘reversibilitat’, ‘reaccions incompletes’, ‘constant d’equilibri’ i ‘caràcter dinàmic’ (Quílez, 2002, 2019, 2022). Aquesta reconstrucció històrica pot ajudar al professorat en el disseny d’activitats de

laboratori que facilitin a l’alumnat de química la comprensió d’aquesta conceptualització (van Driel, Verloop i de Vos, 1998), ja que es manifesta en un primer moment complicada en ser poc intuïtiva i cognitivament exigent.

Particularment, aquest paral·lelisme històric i didàctic (van Driel, de Vos i Verloop, 1998) pot representar un important element de reflexió que pot

afavorir la potenciació del treball intel·lectual dels estudiants, tant en el seu intent d’explicació d’aquest tipus de reaccions des del punt de vista macroscòpic com en la seva interpretació molecular (de Berg, 2021). Al mateix temps, aquesta aproximació experimental (Chiu, Chou i Liu, 2002; Ghirardi et al., 2014, 2015; van Driel, de Vos i Verloop, 1999) pot contribuir a evitar o

superar alguns dels errors conceptuals més comuns i persistents sobre aquest tipus de reaccions que assenyala la bibliografia (van Driel, de Vos i Verloop, 1998; van Driel i Gräber, 2002; Quílez, 2009; Riddle i Hin, 2023).

En aquest treball es presenten activitats pràctiques que s’han dissenyat per facilitar la construcció de dues idees macroscòpiques associades als processos d’equilibri químic: reacció incompleta i reversibilitat. Finalment, es presenta una simulació que pot ajudar en la construcció d’un model interpretatiu d’aquestes reaccions que comporta una conceptualització dinàmica a escala molecular.

2. Reaccions incompletes i reversibilitat

Abans d’arribar a l’estudi de l’equilibri químic, l’alumnat ja té experiències sobre les reaccions químiques que provenen de la vida quotidiana (p. e. reaccions de combustió) i també dels exemples que s’han treballat prèviament a la classe de química. Aquest coneixement normalment està associat al desenvolupament d’unes idees restrictives al voltant d’aquests processos. En concret, habitualment es pensa que les reaccions químiques només es produeixen en un sentit i que deixen d’avançar quan un dels reactius s’esgota (reactiu limitant). Amb l’objectiu que els estudiants de química puguin superar aquestes primeres concepcions, se’ls pot presentar una sèrie d’activitats pràctiques, l’anàlisi de les quals pot afavorir que puguin donar una interpretació que contempli que no cal que un dels reactius s’esgoti perquè una reacció no avanci més i que el seu sentit es pot invertir, de forma que els conceptes de reactius i de productes passen a ser purament formals, depenent de com s’ha representat el procés

per mitjà de la corresponent equació química.

Les idees de Berthollet sobre reversibilitat i reacció incompleta introduïdes a l’inici del segle XIX en el seu estudi de processos a gran escala tenien el desavantatge del reduït nombre de reaccions de laboratori en les quals es pogueren fer palès aquests conceptes (Quílez, 2002, 2009, 2019). J. H. Gladstone va ser un dels primers científics que més va contribuir a intentar superar aquesta limitació. En concret, va estudiar el comportament de cromats, de sals solubles d’elements de transició (crom, ferro, cobalt i coure), així com reaccions de formació de composts insolubles i la seva dissolució (Gladstone, 1855, 1857).

Investigant reaccions incompletes

L’estudi inicial de Gladstone es pot utilitzar per dissenyar una activitat basada en l’equilibri químic representat per la següent equació: Fe3+(aq) + SCN-(aq) FeSCN2+(aq)

Es proposen una sèrie de qüestions (de Berg, 2021) al voltant d’un comportament químic no previst, que intenten desafiar les idees inicials de l’alumnat. És a dir, es tracta que els estudiants reflexionin al voltant de la limitació que suposa la concepció que assumeix que sempre que una reacció no pot avançar més almenys un dels reactius s’ha exhaurit perquè ha reaccionat completament.

D’aquesta forma pot sorgir el concepte de reacció incompleta, que implica que s’ha produït una quantitat menor dels productes que l’esperada pel càlcul estequiomètric, ja que encara queden reactius que no han reaccionat.

En aquesta investigació, les quantitats inicials que s’han fet reaccionar de Fe3+(aq) i de FeSCN2+(aq) no guarden una

relació estequiomètrica, la qual cosa pot fer pensar a l’alumnat que la reacció s’ha completat quan el reactiu que està en menor proporció [en el nostre experiment, l’ió Fe3+(aq)] s’ha esgotat. És a dir, aquesta primera explicació assumeix que l’ió Fe3+(aq) ha reaccionat completament. Si posteriorment s’afegeix una quantitat addicional de l’altre reactiu, SCN-(aq), no hauria de produir-se més quantitat de producte, FeSCN2+(aq) (que es detecta per l’increment de la intensitat del color de la dissolució).

El desafiament implica explicar els canvis de color que experimenta el sistema una vegada s’ha format una certa quantitat de FeSCN2+(aq) quan s’afegeixen quantitats addicionals de Fe3+(aq) i de SCN-(aq) (van Driel, de Vos, Verloop i Dekkers, 1998). En ambdós casos s’intensifica el color. També es pot aprofundir en aquest estudi si es planteja l’eliminació de Fe3+(aq) (Chiu et al., 2002).

En el quadre 1 es descriu una activitat per investigar amb alumnat de segon de batxillerat el comportament d’un sistema en el qual la reacció inicial és incompleta (Quílez et al., 2009).

Quadre 1. És completa la reacció Fe3+(aq) + SCN–(aq) → FeSCN2+(aq)?

a) Què passa quan mesclem una dissolució de FeCl3 amb una dissolució de KSCN?

– Prepara una dissolució de FeCl3(aq) de concentració c = 0,5 mol/L i una altra de KSCN(aq) de concentració c = 1 mol/L.

– A un tub d’assaig que conté uns 10 mL d’aigua destillada, afegeix-hi una gota de la dissolució de clorur de ferro (III) [que aporta els ions Fe3+(aq)] i després una gota de la dissolució de tiocianat de potassi [que aporta els ions SCN–(aq)].

– Anota els canvis observats i intenta explicar-los (la formació del complex FeSCN2+(aq) es detecta pel seu color roig característic).

b) ¿Què passarà si afegim clorur de ferro(III) o tiocianat de potassi a la dissolució obtinguda?

– La dissolució roja obtinguda divideix-la ara en tres parts iguals en sengles tubs d’assaig, que numerem com 1, 2 i 3.

– Al tub 1, afegeix una nova gota de dissolució de clorur de ferro (III).

– Al tub 2, se li afegeix una nova gota de dissolució de tiocianat de potassi.

– Compara les coloracions que has obtingut als tubs 1 i 2 amb la corresponent a la del tub 3. Explica els canvis observats.

– Esperaves obtenir aquests resultats?

– Quin aspecte t’ha resultat més problemàtic d’explicar?

Altres exemples de reaccions incompletes que es poden investigar de forma anàloga en el laboratori escolar són:

a) Reaccions de precipitació. DeMeo (2002) descriu com detectar la presència dels ions després d’haver realitzat la reacció química de formació del corresponent precipitat, segons els següents equilibris:

Pb2+(aq) + CO2 3 – (aq) PbCO3(s)

Pb2+(aq) + 2I– (aq) PbI2(s)

i Chiu et al. (2002) proposa investigar l’existència d’ions cromat després d’haver precipitat BaCrO4(s) (grog), afegint ions Ag+(aq) amb la formació de Ag2CrO4(s) (vermell).

b) Reaccions redox. Ghirardi et al. (2014, 2015) desenvolupen tècniques de detecció dels ions Fe2+(aq), Ag+(aq) i Fe3+(aq) en l’estudi de la reacció incompleta que correspon al següent equilibri: Fe2+(aq) + Ag+(aq) Fe3+(aq) + Ag(s)

Investigant reaccions reversibles

El concepte de reversibilitat —alguns autors (Arnaud, 1993) prefereixen utilitzar el terme inversiblilitat per tal de no generar confusió amb el concepte termodinàmic de procés reversible— es pot investigar fent canvis de concentració dels reactius i dels productes en els equilibris químics representats per les següents equacions (Quílez, 2004a, 2009):

Cr2O2 7 –(aq) + 2 H2O(ℓ) 2 Cr2O2 4 –(aq) + 2 H+(aq)

[Co(H2O)6]2+ (aq) + 4 Cl– (aq) [CoCl4]2– (aq) + 6 H2O(ℓ)

A l’equilibri dicromat cromat es pot invertir el sentit de la reacció amb canvis lleugers de pH on es poden observar canvis graduals de color: vermell → taronja → groc (i al contrari). D’altra banda, en l’altre equilibri on participa el cobalt també es pot estudiar la inversió del procés pels canvis de color (van Driel et al., 1999; Ghirardi et al., 2014) produïts pel canvi de les concentracions de les espècies químiques presents i també pel canvi de la temperatura. En el quadre 2 queda exemplificat com es poden investigar aquests canvis en una classe de segon de batxillerat (Quílez et al., 2009).

Quadre 2. Es produeixen les reaccions químiques només en un sentit? Investigant reaccions reversibles

1 a) La reacció dels ions dicromat, (aq), amb l’aigua: Cr2O2 7 –(aq) + 2 H2O(ℓ) → 2 Cr2O2 4 –(aq) + 2 H+(aq)

El primer experiment l’encetarem preparant una dissolució aquosa de dicromat de potassi. Prendrem amb una espàtula, i amb cura, una petita quantitat de K2Cr2O7(s) i la posarem en un tub d’assaig. Tot seguit el dissoldrem en la menor

quantitat d’aigua possible. Com que l’objectiu d’aquest primer pas és preparar una dissolució relativament concentrada (sense que sigui necessari pesar o mesurar volums), podem prendre com a referència una altura del sòlid a l’interior d’un tub d’assaig d’uns 2-3 mm i afegir-hi 1-2 mL d’aigua (aproximadament).

– Anota el color de la dissolució una vegada estigui dissolt tot el sòlid.

– A continuació, estudiarem, pel canvi de color, la reacció

següent:

Cr2O2 7 –(aq) + 2 H2O(ℓ) → 2 Cr2O2 4 –(aq) + 2 H+(aq) (vermell) (groc)

Afegeix a la dissolució que has preparat petites quantitats d’aigua. Anota els canvis de color que hi observes.

– Quina interpretació fas del canvi de color que s’observa?

1. b) La reacció inversa dels ions cromat, Cr2O2 4 –(aq) , amb els ions H+(aq): 2 Cr2O2 4 –(aq) + 2 H+(aq) → Cr2O2 7 –(aq) + 2 H2O(ℓ) La segona part d’aquesta investigació és molt semblant a l’anterior. Ara prepararem una dissolució aquosa de cromat de potassi, K2CrO4(s), de manera anàloga a la dissolució de dicromat de potassi.

– Anota el color una vegada s’hagi dissolt tot el sòlid.

Treball experimental 57

Disseny d’activitats pràctiques per a la comprensió d’idees clau de l’equilibri químic

número 32

Figura 1. Coloracions ‘extremes’ que presenta l’equilibri químic: 2 (aq) + 2 H+(aq) (aq) + 2 H2O(ℓ)

– Finalment, estudiarem, de manera anàloga, la reacció següent:

2 Cr2O2 4 –(aq) + 2 H+(aq) → Cr2O2 7 –(aq) + 2 H2O(ℓ) (groc) (vermell)

Afegeix a la dissolució petites quantitats (gota a gota) d’àcid clorhídric concentrat (que proporciona ions H+).

– Anota els canvis de color.

– Quina interpretació fas del canvi de color que s’observa?

– Finalment, afegeix a aquesta última situació petites quantitats d’hidròxid de sodi (pots afegir-ne en forma de dissolució concentrada i fins i tot directament llenties del sòlid). En aquest cas els ions OH– reaccionen amb els ions H+

– Anota els canvis de color i intenta explicar-los

– Intenta donar una explicació global a les dues reaccions investigades.

2) La reacció de l’ió complex [Co(H2O)6]2+(aq) amb els ions clorur, Cl-(aq): [Co(H2O)6]2+(aq) + 4 Cl–(aq) [CoCl4]2–(aq) + 6 H2O(ℓ) (rosa) (blau)

– Dissol una punta d’espàtula de CoCl2(s) en uns 10 mL d’aigua destil·lada.

– Anota el color de la dissolució i dona’n una explicació.

– Afegeix, amb cura, àcid clorhídric concentrat (que proporciona ions Cl–), fins a completar uns 10 mL d’aquesta dissolució.

– Anota el canvi de color produït i intenta explicar-lo.

– Finalment, vessa tot el contingut de la dissolució anterior en un erlenmeyer i afegeix, amb l’ajuda d’un flascó rentador, aigua destil·lada en excés.

– Anota els canvis de color produïts i intenta explicar-los.

volum del sistema. En l’explicació dels canvis de color produïts en aquest cas cal evitar les argumentacions incorrectes que solen estar presentes en molts llibres de text referides als canvis paral·lels produïts en les concentracions i en les quantitats de substància dels dos gasos (Quílez, 2004b, 2021).

3. Introducció d’un model explicatiu a través d’una simulació

Per acabar, intenta raonar si és més adequat utilitzar el símbol → per a escriure les equacions químiques d’aquestes reaccions o si resulta més apropiat la doble semifletxa,

La reversibilitat d’una reacció d’equilibri químic també es pot il·lustrar mitjançant una modificació de la temperatura. Un procés que sol estar exemplificat en molts llibres de text és l’equilibri representat per l’equació: N2O4(g) 2 NO2(g) incolor

∆rH0 = 58,1 kJ mol-1 marró-vermellós.

El sentit de reacció de l’equilibri químic representat per l’equació anterior també es pot invertir per la modificació del

Una vegada s’han treballat els conceptes de reversibilitat i de reacció incompleta, els estudiants han d’intentar formular un model explicatiu dels sistemes en equilibri químic (de Berg, 2021), superant les primeres nocions que consideren que es tracta d’una situació estàtica (van Driel, 2002).

Normalment, quan s’arriba a l’estudi de l’equilibri químic, els estudiants ja han construït un model cinètic explicatiu de les reaccions químiques. El model de les col·lisions és un model senzill que els estudiants poden utilitzar per a l’explicació a nivell molecular dels factors dels quals depèn la velocitat d’una reacció química. El pas següent implica usar aquest model per interpretar per què les concentracions de reactius i de productes romanen constants en la posició d’equilibri químic.

S’han proposat diferents analogies i simulacions per tal de facilitar la compressió del caràcter dinàmic dels sistemes en equilibri químic. En aquest punt, cal tindre en compte els perills associats a aquest tipus d’ajudes per a l’alumnat, ja que es poden generar, i inclús reforçar, errors conceptuals (Raviolo i Garritz, 2009). Es poden destacar algunes simulacions per ordinador (Rusell et al., 1997; Stieff i Wilenski 2003; Velázquez-Marcano et al., 2004).

Per simular el caràcter dinàmic de l’equilibri químic proposem l’anomenat ‘joc de l’equilibri’ (Wilson, 1998; Huddle et al., 2000), ja que és senzill el seu desenvolu-

Figura 2. Coloracions ‘extremes’ que presenta l’equilibri: [Co(H2O)6]2+(aq) + 4 Cl–(aq) [CoCl4]2–(aq) + 6 H2O(ℓ)

Figura 3. Canvi de la intensitat del color per variació de la temperatura a l’equilibri: N2O4(g) 2 NO2(g)

pament i comporta la realització de taules i gràfiques que són d’ajuda en la seva interpretació. En el quadre 3 es mostren les instruccions d’aquest joc en la seva adaptació per a estudiants de segon de batxillerat (Quílez et al., 2009).

Quadre 3. El joc de l’equilibri

1) Simulació de la reacció reversible R B

Simularem una reacció reversible molt simple d’estequiometria 1:1, que podem representar mitjançant l’equació química R B

Per a això, utilitzarem un joc de trenta-sis cartolines (per exemple, 10 cm x 5 cm) que tinguin color diferent per cadascuna de les seves cares. Encetarem el joc emprant trenta-sis cartolines que presentaran la mateixa cara (idèntic color; per exemple, roig). És a dir, la simulació vol representar que inicialment només existeixen molècules de R. Quan les molècules xoquen entre si, només una de cada quatre tindrà la possibilitat de canviar a B (color blau). Aquesta situació la representarem per un canvi de color (una de cada quatre cartolines roges presentarà la cara de color blau). D’altra banda, les regles del joc estableixen que quan les molècules de B comencen a formar-se, en els seus xocs tindran la possibilitat de canviar a R amb una probabilitat d’una entre tres presents (una de cada tres cartolines blaves presents passarà a presentar la cara de color roig).

– Inicialment, col·locarem les trenta-sis cartolines de color roig en un recipient prismàtic (una caixa de sabates pot simular el reactor) —que considerarem com a unitat de volum— i encetarem el joc, anotant en una taula per a cada cicle el nombre de cartolines de color que existeixen. Has de completar una taula de valors amb els canvis

produïts en cada cicle la fins a un mínim de vuit cicles.

– Comencem a construir aquesta taula amb els dos primers cicles. En el primer cicle canvien de color nou de les trenta-sis cartolines de color roig inicials, però al seu torn de les nou cartolines de color blau formades, tres canvien a roig. Per tant, el nombre de cartolines de cada color després d’aquest primer cicle és: R = (36 – 9) + 3 = 30; B = (0 + 9) – 3 = 6.

– El cicle següent s’inicia amb trenta cartolines que presenten color roig i sis cartolines blaves. Per tant, inicialment només set de color roig passaran a blau i de les tretze blaves presents (6 + 7), quatre passaran de nou a presentar el color roig. Així doncs, el nombre de cartolines de cada color després del segon cicle és: R = (30 – 7) + 4 = 27; B = (6 + 7) -4 = 9. Continuant aquest procés, has de completar la taula corresponent.

– Finalment, es realitza una representació gràfica que correspon als valors obtinguts fins a vuit cicles, en la qual en les ordenades es representa la ‘concentració’ (nombre de cartes acolorides / unitat de volum) i en les abscisses el ‘temps’ (nombre de cicles).

2) Simulació de la reacció V N Ara simularem una altra reacció química que representarem amb l’equació V N. Per a això, cal repetir el joc emprant cartolines de colors diferents dels anteriors —per exemple, verd (V) i negre (N)— de tal forma que l’encetarem amb quaranta cartolines que presenten el color V, i 0 que presenten el color N Ara per a cada cicle 1/4 de les de color V canviaran de color N i 1/10 de les de color N tornaran a presentar el color V

– Fes una taula semblant al joc anterior.

– Realitza la corresponent representació gràfica de la concentració en funció del temps.

Finalment, la velocitat de reacció de cadascuna de les espècies químiques dels dos experiments realitzats pot avaluar-se a partir de la construcció d’una taula on s’indiqui en cada cicle el canvi en el nombre de cartolines (D concentració) i després amb la representació gràfica ‘D concentració = f (t)’ [Canvi nombre de cartolines / unitat de volum = f (cicle)].

Les taules de valors i les gràfiques que s’obtenen en aquesta simulació permeten comprendre que, una vegada s’ha arribat a l’estat d’equilibri, encara que les concentracions dels reactius i dels productes romanen constants, les substàncies continuen reaccionant. Per al primer exemple del joc, la taula 1 correspon als valors obtinguts per als primers vuit cicles. Es pot calcular que la constant d’equilibri és de 0,5. La figura 4 correspon a la gràfica de la concentració en funció del temps.

En la situació d’equilibri, les velocitats de reacció directa i inversa són idèntiques. Aquesta propietat s’ha exemplificat per a la segona simulació del joc, que correspon al procés V N. En la taula 2, s’han calculat els canvis de concentració en la transició de dos cicles consecutius. Aquests valors s’han representat en la figura 5, de forma que es comprova que a partir del cicle número 8 (equilibri), els canvis nets de concentració són nuls tant per al reactiu, V, com per al producte, N Aquestes simulacions també es poden utilitzar per a l’estudi de la pertorbació que correspon a l’addició d’un dels reactius a volum constant.

Treball experimental 59

Disseny d’activitats pràctiques per a la comprensió d’idees clau de l’equilibri químic

número 32

Comentaris finals

En la tasca del professorat d’ajudar al seu alumnat en la construcció del coneixement científic, un prerequisit bàsic és el seu coneixement pedagògic (didàctic) dels continguts a ensenyar. En la seva comprensió de les dificultats que poden trobar els estudiants de química en la comprensió de conceptes, una anàlisi històrica i epistemològica pot ser de molta utilitat per conèixer els obstacles cognitius que han de superar. Aquesta circumstància queda exemplificada en la dificultat d’enteniment que presenta l’estudi de l’equilibri químic. Les idees inicials dels estudiants quan inicien l’estudi d’aquest concepte guarden un paral·lelisme amb les barreres que històricament es van haver de superar.

En aquest treball s’han presentat unes activitats pràctiques dissenyades perquè l’alumnat de química pugui posar en qüestió les seves idees prèvies al voltant de les

reaccions químiques. En concret, s’han treballat exemples de reaccions químiques per al desenvolupament de dues idees clau: ‘reacció incompleta’ i ‘reversibilitat’. Finalment, la interpretació dinàmica molecular que explica la constància de les concentracions en la situació d’equilibri químic s’ha modelitzat per tal de comprendre que en l’estat d’equilibri les velocitats de reacció directa i inversa són idèntiques.

Referències

Arnaud, P. (1993). Curs de Chimie Physique. Paris: Dunod.

Chiu, M. H.; Chou, C. C.; Liu, C. J. (2002). «Dynamic processes of conceptual change: analysis of constructing mental models of chemical equilibrium». Journal of Research in Science Teaching, vol. 39, núm. 8, p. 688-712.

De Berg, K. C. (2021). «An analysis of the difficulties associated with determining that a reaction in chemical equilibrium is

incomplete». Foundations of Chemistry, vol. 23, p. 253-275.

DeMeo, S. (2002). «Using LimitingExcess Stoichiometry to Introduce Equilibrium Calculation: a Discrepant Event Laboratory Activity Involving Precipitation Reactions».

Journal of Chemical Education, vol. 79, p. 474-475.

Ghirardi, M.; Marchetti, F.; Pettinari, C.; Regis, A.; Roletto, E. (2014). «A teaching learning sequence for learning the concept of chemical equilibrium in secondary school education».

Journal of Chemical Education, vol. 91, núm. 1, p. 59-65.

Ghirardi, M.; Marchetti, F.; Pettinari, C.; Regis, A.; Roletto, E. (2015).

«Implementing an Equilibrium Law Teaching Sequence for Secondary School Students To Learn Chemical Equilibrium». Journal of Chemical Education, vol. 92, núm. 6, p. 1008-1015.

Gladstone, J. H. (1855). «On Circumstances Modifying the Action of

Figura 4. Representació concentració = f(temps) per al procés R B.

Figura 5. Representació D concentració = f (temps) en el procés V N.

Taula 2. Canvis de concentració en el procés V N.

Taula 1. Valors obtinguts per al procés R B.

Chemical Affinity». Philosophical Transactions of the Royal Society of London, vol. 145, p. 179-223.

Gladstone, J. H. (1857). «Some Experiments Illustrative of the Reciprocal Decomposition of Salts». Quarterly Journal Chemical Society, vol. 9, p. 144-156.

Huddle, P. A.; White, M. W.; Rogers, F. (2000). «Simulations for Teaching Chemical Equilibrium». Journal of Chemical Education, vol. 77, p. 920-926

Quílez, J. (2002). «Aproximación a los orígenes del concepto de equilibrio químico: algunas implicaciones didácticas». Educación Química, vol. 13, núm. 2, p. 101-112.

Quílez (2004a). «A historical approach to the development of chemical equilibrium through the evolution of the affinity concept: some educational suggestions». Chemistry Education Research and Practice, vol. 5, núm. 1, p. 69-87

Quílez, J. (2004b). «Changes in concentration and in partial pressure in chemical equilibria: students’ and teachers’ misunderstandings». Chemistry Education Research and Practice, vol. 5, núm. 3, p. 281-300.

Quílez, J. (2009). «From chemical forces to chemical rates: A historical/philosophical foundation for the teaching of chemical equilibrium». Science & Education, vol. 18, p. 1.203-1.251.

Quílez, J. (2019). «A historical/ epistemological account of the foundation of the key ideas supporting chemical equilibrium theory». Foundations of Chemistry, vol. 21, p. 221-252.

Quílez, J. (2021). «Le Châtelier’s Principle a Language, Methodological and Ontological Obstacle: An Analysis of General Chemistry Textbooks». Science & Education, vol. 30, p. 1253-1288.

Quílez, J. (2022). «Breve reconstrucción histórica del concepto

equilibrio químico». Alambique. Didáctica de las Ciencias Experimentales, vol. 107, p. 55-61.

Quílez, J.; Lorente, S.; Sendra, F.; Enciso, E. (2009). Química 2. Afinitat. ECIR: València.

Raviolo, A.; Garritz, A. (2009).

«Analogies in the teaching of chemical equilibrium: a synthesis/analysis of the literature». Chemistry Education: Research and Practice, vol. 10, núm. 1, p. 5-13.

Riddle, H.; Hin, S. L. F. (2023). «Students’ Misconceptions in Chemical Equilibria and Suggestions for Improved Instruction». New Directions in the Teaching of Natural Sciences, vol. 18, núm. 1.

Russel, J. W.; Kozma, R. B.; Jones, T.; Wykoff, J.; Marx, N.; Davis, J. (1997). «Use of Simultaneous-Synchronized Macroscopic, Microscopic, and Symbolic Representations to Enhance the Teaching and Learning of Chemical Concepts». Journal of Chemical Education, vol. 74, p. 330-334.

Stieff, M.; Wilenski, U. (2003). «Connected Chemistry – Incorporating Interactive Simulations into the Chemistry Classroom». Journal of Science Education and Technology, vol. 12, p. 285-302.

Van Driel, J. H. (2002). «Students’ corpuscular conceptions in the context of chemical equilibrium and chemical kinetics». Chemistry Education: Research and Practice in Europe, vol. 3, núm. 2, p. 201-213

Van Driel, J. H.; De Vos, W.; Verloop, N. (1998). «Relating students’ reasoning to the history of science: The case of chemical equilibrium». Research in Science Education, vol. 28, núm. 2, p. 187-198.

Van Driel, J. H.; De Vos, W.; Verloop, N.; Dekkers, H. (1998). «Developing secondary students’ conceptions of chemical reactions: the introduction of chemical equilibrium». Interna-

tional Journal of Science Education, vol. 20, núm. 4, p. 379-392

Van Driel, J. H.; Verloop, N.; De Vos, W. (1998). «Developing science teachers’ pedagogical content knowledge». Journal of Research in Science Teaching, vol. 35, núm. 6, p. 673-695.

Van Driel, J. H.; De Vos, W.; Verloop, N. (1999). «Introducing dynamic equilibrium as an explanatory model». Journal of Chemical Education, vol. 76, núm. 4, p. 559-561.

Van Driel, J. H.; Gräber, W. (2003). «The teaching and learning of chemical equilibrium». En Gilbert, J.; Justi, R.; Van Driel, J.; De Jong, O.; Treagust, D. (Eds.), Chemical Education: Towards Research based Practice, p. 271-292. Dordrecht: Kluwer.

Velázquez-Marcano, A.; Williamson, V. M.; Ashkenazi, G.; Tasker, R.; Williamson, K. C. (2004). «The Use of Video Demonstrations and Particulate Animation in General Chemistry». Journal of Science Education and Technology, vol. 13, p. 315-323.

Wilson, A. (1998). «Equilibrium: a teaching/learning activity». Journal of Chemical Education, vol. 75, p. 1176-1177.

Doctor en Ciències Químiques. Ha estat catedràtic de Física i Química, assessor en centres de formació permanent, professor de formació inicial del professorat a les universitats de València i Jaume I i director d’institut. Les seves línies principals de recerca educativa són el llenguatge de la química, l’estudi històric i didàctic de l’equilibri químic i l’anàlisi crítica de l’enfocament STEM integrat. Ha publicat llibres de Física i Química de batxillerat. C. e. jquilez@uji.es

Juan Quílez

62

ISSN 2013-1755, SCQ-IEC Educació Química EduQ número 32 (2023), p. 62

JORDI DOMÈNECH, IN MEMORIAM

El passat 23 de maig ens va deixar el nostre company Jordi Domènech Casal. Biòleg, llicenciat en Humanitats, doctor en Biologia, professor de ciències en secundària, formador de mestres i investigador i gran divulgador de la didàctica de les ciències. Va treballar en diversos instituts públics, va ser formador del Departament d’Educació, professor de Didàctica de les ciències en la UAB (fent classes al màster de formació de secundària i en el grau de primària), i va ser membre del grup d’investigació LIEC (Llenguatge i Ensenyament de la Ciència) de la UAB. Va arribar al grup després de constatar en els seus primers anys d’exercici docent que saber i saber ensenyar eren coses diferents i que la llengua tenia un paper crucial en l’ensenyament i aprenentatge de les ciències.

Jordi tenia una ment brillant —era curiós, crític, reflexiu, humil i empàtic—, que li permetia posicionar-se ràpidament en tots els contextos en què va treballar. Era un gran company de treball que tenia molt clar que l’educació pública era una de les poques maneres que tenim per aconseguir una societat més equitativa i més justa, i que l’educació científica (saber interpretar i analitzar el món des del punt de vista de les ciències) era un requisit indispensable. Prova d’això era la generositat que tenia per compartir al moment tots els materials que dissenyava (excel·lents). Aquests materials els acompanyava de les explicacions que ens calia per poder comprendre perquè els proposava d’aquesta manera, i així ens empoderava a poder-los modificar. Moltes de les seves seqüències didàctiques varen ser premiades a Ciència en Acció o reconegudes com a pràctiques de referència pel Departament d’Educació.

Al llarg de la seva carrera professional va publicar una quantitat inigualable d’articles de divulgació i llibres per poder fer arribar a tot el professorat el que ell aprenia amb el dia a dia a l’institut. Aquestes publicacions s’han convertit en un referent per a qualsevol professor de ciències. Aquesta tasca li va ser recone-

guda amb la concessió de premis tan importants com el Premi Joan Profitós d’assaig pedagògic o el Marta Mata de pedagogia.

Era també un professor crític i valent que usava Twitter i els posts del seu blog per contrarestar les opinions d’aquells que consideren que qualsevol persona pot ensenyar o que ensenyar és repetir continguts. També qüestionava als que proposaven innovar com una moda, sense fonaments didàctics, i els canvis curriculars precipitats.

Per tot això i per la seva manera de ser (sempre disposat a ajudar, amb un toc d’humor, i amb ganes d’aprendre i d’ensenyar) l’enyorarem molt. Tenint en compte el seu lema (que no panda el cúnico), continuarem divulgant el seu llegat per aconseguir una educació pública justa i equitativa, per més reformes i modes educatives neoliberals que vinguin.

Gràcies, Jordi!

Anna Marbà Professora agregada de la UAB

En Jordi Doménech ha estat un company de professió i un amic durant molts anys. En aquest temps hem compartit amb ell el seu interès per la promoció dels treballs experimentals de caràcter indagatiu i la defensa de la importància de la llengua en l’aprenentatge de les ciències, i hem seguit puntualment la publicació dels seus articles i llibres.

Ens honora poder haver comptat amb ell en el darrer monogràfic d’Educació Química EduQ, dedicat a les qüestions sociocientífiques amb química, on li vàrem demanar una col·laboració que es va concretar en l’article “Eines i estratègies per al treball amb controvèrsies a l’aula”. En aquest article defensava les controvèrsies científiques com una oportunitat per al desenvolupament d’una ciutadania competent.

Moltes gràcies, Jordi, per l’amistat que ens vas brindar i per tota la feina feta.

Aureli Caamaño, Fina Guitart i Pere Grapí Editors d’Educació Química EduQ

NORMES DE PUBLICACIÓ

Preparació dels manuscrits

Els articles han de fer referència a qualsevol dels temes de les seccions de la revista per a qualsevol nivell d’educació, des de primària fins a l’educació universitària. Han de ser inèdits i han d’estar escrits en català, tot i que també es publicaran articles en castellà, francès, portuguès, italià i anglès, si l’autoria és de persones de fora de l’àmbit de la llengua catalana.

Els treballs han de tenir una extensió màxima de 25.000 caràcters sense espais. El text ha d’estar en format Microsoft Word i lletra Times New Roman de cos 12.

La primera pàgina ha de contenir el títol del treball, el nom o noms dels autors i el centre o centres de treball, un resum de 500 caràcters (incloent-hi espais) i cinc paraules clau. El títol, el resum i les paraules clau han d’anar seguits de la seva versió en anglès. Cal enviar també l’adreça postal dels autors o la del centre de treball per poder enviar-los el número de la revista en què han participat.

Els articles han d’anar acompanyats de fotografies i imatges en color que il·lustrin el contingut del text. L’article haurà de contenir fotografies en color del treball a l’aula, dels muntatges dels experiments o altres fotografies relacionades amb el contingut. També han de contenir gràfics, esquemes, dibuixos i treballs o produccions dels alumnes que il·lustrin i facin més comprensible el contingut del text. Les il·lustracions han de portar títol (peu d’imatge) i cal indicar on cal situar-les dins l’article. Les fotografies i imatges s’han d’enviar en arxius separats en format .tif o .jpeg (resolució mínima: 300 píxels/polzada) i, si es tracta de gràfics, en Excel o Corel Draw.

L’article ha d’estar estructurat en diferents apartats. Els autors han de seguir les normes recomanades per la IUPAC a l’hora d’anomenar els composts químics i utilitzar el sistema internacional d’unitats. És convenient el fet d’assenyalar 3 o 4 frases de l’article que es destacaran amb una lletra més gran i de color en l’article maquetat

Les referències bibliogràfiques han d’anar al final del text, escrites com els exemples següents:

Per a llibres:

VILCHES, A.; GIL, D. (2003). Construyamos un futuro sostenible: Diálogos de supervivencia. Madrid: Cambridge University Press. Citació en el text: (Viches i Gil, 1994).

Per a articles:

SARDÀ, A.; SANMARTÍ, N. (2000). «Ensenyar a argumentar científicament: un repte de les classes de ciències». Enseñanza de las Ciencias, vol. 18, núm. 3, p. 405-422.

Citació en el text: (Sardà i Sanmartí, 2000).

Per a documents digitals (webs):

OCDE (2006). PISA 2006 [en línia]: Marco de la evaluación. Conocimientos y habilidades en Ciencias, Matemáticas y Lectura. París: OCDE. <http://www.oecd.org/dataoecd/59/2/39732471.pdf>

[Consulta: 11 setembre 2013].

Per a altres exemples, consulteu un número recent de la revista.

Al final de l’article ha de constar una breu ressenya professional i una fotografia de les persones autores de l’article. Cada ressenya ha de contenir el nom i cognoms, càrrec, centre de treball, camp principal en el qual desenvolupa la seva tasca i correu electrònic (màxim de 400 caràcters amb espais). Cal enviar els arxius de les fotografies de carnet dels autors en format .tif o .jpeg (resolució mínima: 300 píxels/polzada).

Enviament d’articles

Els articles han de ser enviats per correu electrònic a l’adreça següent: EduQ@iec.cat

Revisió dels articles

Els articles seran revisats per tres experts. Els articles revisats i enviats als autors hauran de ser retornats als editors en el termini màxim de 10 dies. Sempre que sigui possible, les proves de maquetació seran enviades als autors abans de la seva publicació.

CATEGORIES

ACTUALITZACIÓ DE CONTINGUTS

Articles que revisen i posen al dia continguts propis de la disciplina o en relació amb altres àmbits del coneixement, i que faciliten i promouen un ensenyament actualitzat de la química.

APRENENTATGE DE CONCEPTES I MODELS

Articles que tracten sobre conceptes i models químics, des del punt de vista de les concepcions alternatives dels alumnes i les dificultats d’aprenentatge conceptuals, així com les estratègies didàctiques per a l’elaboració i l’aplicació dels models químics a l’aula.

CURRÍCULUM, PROJECTES I UNITATS

Presentació i anàlisi dels currículums de química de diferents països, de projectes curriculars i unitats i seqüències didàctiques.

DIVULGACIÓ DE LA QUÍMICA

Articles que presenten temes d’actualitat química amb caràcter divulgatiu i que posen de manifest les relacions de la química amb la societat i altres àmbits del coneixement o bé presenten activitats i experiències de caràcter divulgatiu de la química adreçades a l’alumnat o al públic en general.

ESTRATÈGIES DIDÀCTIQUES

Presentació i anàlisi d’enfocaments i estratègies didàctiques per a l’ensenyament i l’aprenentatge de la química: modelització, indagació, resolució de problemes, treball cooperatiu, avaluació, etc.

FORMACIÓ DEL PROFESSORAT

Propostes i investigacions sobre la formació inicial i en actiu del professorat de química i ciències en general que contribueixin al seu desenvolupament professional.

HISTÒRIA I NATURALESA DE LA QUÍMICA

Articles sobre la història i la naturalesa de la química i sobre l’interès didàctic d’aquestes disciplines en l’ensenyament de la química. Activitats per treballar aspectes de la naturalesa de la ciència.

INNOVACIÓ A L’AULA

Articles que descriuen la planificació i l’experimentació a l’aula d’experiències didàctiques de caràcter innovador. La secció pretén ser un espai per compartir experiències d’aula.

LLENGUATGE, TERMINOLOGIA I COMUNICACIÓ

Articles relacionats amb l’aprenentatge de les habilitats comunicatives (llegir, escriure i parlar) en relació amb l’aprenentatge de la química. I també sobre el llenguatge i la terminologia científics.

NOVES TECNOLOGIES

Articles relacionats amb la utilització de les noves tecnologies en l’ensenyament de la química: simulacions, ús d’Internet, mitjans audiovisuals, laboratoris virtuals, experiències amb equips de captació de dades, etc.

QUÍMICA EN CONTEXT

Articles que presenten contextos rellevants –de la vida quotidiana, tecnològics, industrials, socials, mediambientals, de salut o culturals– que puguin ser presos com a punt de partida per a un ensenyament de la química en context i per promoure l’alfabetització científica.

QUÍMICA, EDUCACIÓ AMBIENTAL I SOSTENIBILITAT

Articles que facin palesa l’estreta de relació entre la química i els aspectes del medi ambient, i temàtiques mediambientals d’actualitat des d’una vessant química, així com propostes educatives per a la sostenibilitat.

RECERCA EN DIDÀCTICA DE LA QUÍMICA

Articles que difonguin investigacions didàctiques d’utilitat per a la millora de l’ensenyament de la química. Descripció i resultats d’experiències didàctiques que hagin estat avaluades de forma qualitativa o quantitativa.

RECURSOS DIDÀCTICS

Articles que presentin qualsevol tipus de recurs i material didàctic per a l’ensenyament de la química. Poden incloure, entre d’altres, audiovisuals, jocs, visites, textos dels mitjans de comunicació, etc.

TREBALL EXPERIMENTAL

Articles sobre diferents tipus de treballs pràctics experimentals: demostracions, experiències interpretatives, aprenentatge de tècniques, investigacions, etc.

TREBALLS DE RECERCA DELS ALUMNES

Articles descriptius de treballs de recerca dels alumnes dins l’àmbit de la química. En aquesta secció, els alumnes són els autèntics protagonistes.

Properes monografies

La química al nou currículum de secundària