Séance 3 : Soluble-Non soluble Savoir que tous les solides ne sont pas solubles dans l’eau Séance 4 : Les limites de la solubilité

1- Extraits de la fiche connaissance n°2 (Document d’application des programmes- CNDP- 2002) - Certains gaz, certains liquides, certains solides peuvent se dissoudre dans l’eau (dissolution) en quantité appréciable mais pas illimitée. - La masse d'une substance qui peut être dissoute dans un volume déterminé d'eau est limitée : à une température donnée, lorsque la solution est saturée, si l'on cherche à dissoudre encore plus de substance, elle ne se dissout plus. - Dans le cas d’un mélange homogène, on ne voit plus de particules solides. Le seul moyen de récupérer la substance introduite dans le liquide est alors l’évaporation. - Dans le cas d’un mélange hétérogène, on voit des substances solides en suspension ou en dépôt au fond du liquide. On peut récupérer le solide par filtration ou décantation (dans le cas d’un dépôt) ou encore par évaporation. – La vie courante offre de nombreux exemples de mélanges : solide/gaz (fumée : mélange d’un gaz et de particules solides), mélanges gazeux (tel que l’air), liquide/gaz (mousse, aérosol, brouillard), émulsions (telle que l’émulsion huile/vinaigre). L’interprétation des différents phénomènes en termes de particules (atomes, molécules, ions) ne sera abordée qu’au collège. – Distinction mélange/solution : ces deux mots sont employés dans le libellé du programme. La distinction entre eux n’est pas une distinction scientifique fondamentale, mais une simple distinction d’usage. Lorsqu’on parle d’un ensemble hétérogène (eau boueuse, fumée), on emploie toujours le terme mélange. Dans le cas d’un ensemble homogène solide, liquide ou gazeux, on parle aussi de mélange (mélange eau/alcool, mélange gazeux tel que l’air). Mais, dans ce deuxième cas seulement, et pour uniquement les ensembles liquides ou solides, on peut employer le terme «solution » lorsque l’un des composants joue un rôle clairement différent des autres. Ainsi, pour l’eau salée, l’eau est-elle appelée « solvant», le sel «soluté», et l’on parle de solution de sel dans l’eau. Il en est de même pour le sucre et l’eau. Le maître pourra, lorsqu’il lui semble que cela n’alourdit pas l’expression, employer lui-même les expressions convenables, mais sans en faire l’objet d’un apprentissage. 2- Autres compléments ►Lors d'une dissolution, le cristal de sel est dissocié et les éléments qui le constituent sont séparés, c'est pourquoi on ne voit plus les cristaux dans l'eau. Le phénomène de cristallisation (formation de cristaux de sel) nécessite la saturation de la solution. Ainsi, au fur et à mesure que l'eau d'une solution sel/eau s'évapore, la concentration en sel dans la solution augmente. Quand elle atteint un certain seuil, des cristaux de sel se reforment et grandissent jusqu'à l'évaporation totale de l'eau (principe des marais salants). ►Lors d'une évaporation lente, les cristaux de sel qui se forment ont "bien le temps" de grandir et on obtient à la fin de gros cristaux de sel. ►Lors d'une évaporation rapide, la concentration en sel augmente très vite. De nombreux cristaux de sel vont se former en même temps et très rapidement. Ils n'auront pas le temps de grossir. ►Le sel fin est obtenu par broyage du gros sel. Séance 2 – Conservation de la masse au cours d'un mélange Objectif : Savoir qu'il y a conservation de la masse au cours d'un mélange, et en particulier d'une dissolution. (La masse du mélange est égale à la somme des masses des constituants) Matériel : Balances électroniques Sel fin, eau, gobelets en plastique transparent, cuillères Déroulement de la séance 1. Situation de départ Le maître présente aux élèves un gobelet d’eau et un gobelet contenant 2 cuillerées à café de sel et demande à un élève de peser chacun des gobelets avec une balance électronique afin de mettre en évidence que chaque constituant possède une masse. Les masses sont notées au tableau. Exemple : Masse du gobelet d’eau : 157g Masse du gobelet de sel : 12g 2. Questionnement Le maître mélange ensuite le sel et l’eau puis pose la question à la classe : Est-ce que le mélange des deux substances (sel et eau) qui vient d’être réalisé pèsera autant, plus ou moins que les deux substances avant qu’elles ne soient mélangées ? 3. Hypothèses Exemples d’hypothèses émises par les élèves et qui devront être vérifiées : Le mélange des substances pèsera autant que les deux substances ensemble. Le mélange pèsera moins car comme le sel se dissout, il y en a moins. Le mélange pèsera plus car l’eau va faire gonfler le sel qui pèsera donc plus lourd. 4. Elaboration d’un protocole expérimental Avant toute chose, il est important que l’enseignant fasse reformuler le problème par un élève et précise que chaque groupe recevra un gobelet contenant de l’eau et un gobelet contenant du sel, les quantités d’eau et de sel n’étant pas les mêmes que celles utilisées dans la situation de départ. Exemple de " protocole «  type » " imaginé par les élèves : Remarque sur les difficultés rencontrées dans l'élaboration des protocoles Le protocole en soi n’est pas compliqué à élaborer mais dans la majorité des cas, les élèves ne prennent pas en compte la masse du gobelet qui contenait le sel avant le mélange (cf. exemple). Il est donc important de discuter ce point lors d’une mise en commun avant de passer à la vérification. Reprenons l’exemple de la situation de départ : On pèse le gobelet contenant l’eau : 157g On pèse le gobelet contenant le sel : 12g On pèse le gobelet dans lequel on a fait le mélange sel+eau : 166g A partir de ce résultat, les élèves seront amenés à conclure que le sel pèse moins quand il est mélangé à l’eau puisque 166g < (157g+12g) alors que l’écart est dû au fait que la masse du gobelet qui contenait le sel n’est pas prise en compte. 5. Mise en commun et élaboration d’un protocole commun L’enseignant amène les élèves à réfléchir sur le " protocole «  type » " (voir l’exemple) afin de faire ressortir que la masse d’un gobelet vide (celui qui contenait le sel) n’est pas prise en compte. Un protocole commun est alors élaboré. 6. Vérification des hypothèses Chaque groupe de quatre élèves reçoit un gobelet d’eau, un gobelet de sel, une cuillère et une balance électronique et met en œuvre le dispositif de mesure. - quantité indicative de sel : 1 cuillère à café (environ 10g de sel) - quantité indicative d'eau : un peu moins d'un gobelet (environ 150g d'eau) Illustration de la mise en œuvre des protocoles possibles : Protocole 1 : peser séparément le sel et l'eau Protocole 2 : peser ensemble le sel et l'eau 7. Mise en commun des résultats Les résultats des mesures ne seront pas forcément ceux que l’on devrait attendre, à cause de l’incertitude sur la masse affichée sur la balance électronique. A ce moment-là, l’enseignant doit aborder la question de l’incertitude de mesure liée à l’utilisation d’un instrument de mesure. Eléments d’explication Comme pour chaque instrument de mesure (thermomètre, …), la balance donne un résultat avec une incertitude de mesure : la valeur de la masse affichée est donnée à +ou- 1g. Par exemple, si la masse affichée est 86g, la masse réelle est en fait comprise entre 85g et 87g. > Pour faire prendre conscience aux élèves de cette incertitude de mesure, on peut leur proposer de peser plusieurs fois le même objet sur la même balance et sur des balances différentes et d'observer que la valeur de la masse donnée par la balance peut varier d'une fois à l'autre. 8. Conclusion possible Dans un mélange de sel et d'eau, la masse du sel s'ajoute à la masse de l'eau. Exemple (mettre les valeurs utilisées en classe) : Si on dissout 10g de sel dans 150g d'eau, la masse du mélange est : 10g +150g soit 160 g Cahier d’expériences : Il est important de bien distinguer les traces écrites collectives (protocole expérimental commun, conclusion) des traces écrites personnelles de l’élève (hypothèse, protocole expérimental). Une formalisation sur la question de l’incertitude de mesure peut être gardée en mémoire dans le cahier.

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