\documentclass{article}

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\newcommand{\hsp}{\hspace{20pt}}
\newcommand{\HRule}{\rule{\linewidth}{0.5mm}}

\newcommand{\important}[1]{\begin{center}\fbox{
\vspace{0.1cm}
\begin{minipage}{0.9\textwidth}
#1
\end{minipage}
\vspace{0.1cm}
}\end{center}
}

\newcommand{\remarque}[2]{%
\begin{center}
\begin{minipage}{0.9\textwidth}
\fontfamily{cmss} \selectfont \vspace{0.1cm} %\small
\textbf{#1}
\begin{description}
\item[] \noindent #2
\end{description}
\end{minipage}
\end{center}\vspace{0.1cm}
}

\newcommand\der[2]{\frac{ \text{d} {#1}}{\text{d} {#2}}}


\begin{document}
 
\begin{center}
\begin{tabular*}{\textwidth}{@{}l@{\extracolsep{\fill}}r@{}}
Leçon de chimie  &   Gey Lucas, Rossetti Sylvio \\
\end{tabular*}
\vspace{0.5cm}

\HRule \\
\LARGE \textsc{LC08 : Cinétique et catalyse}\\[-0,3cm]
\HRule \\

\normalsize \textit{Passage le 08/02}
\end{center} 

\section*{Niveau : Lycée}

\begin{figure}[h!]
    \centering
    \includegraphics[width = .5\textwidth]{extrait_programme_term_1.png}
    
    \includegraphics[width = .5\textwidth]{extrait_programme_term_2.png}
    \label{prog1}
\end{figure}


\section*{Commentaires du jury}
\begin{itemize}
    \item 
\end{itemize}

\section*{Bibliographie}
\begin{itemize}
    \item Les idées d'expériences de la leçon de Benjamin Monnet : \href{https://perso.ens-lyon.fr/benjamin.monnet/LC/LC07\%20Cin\%c3\%a9tique\%20et\%20catalyse/LC07\%20Cin\%c3\%a9tique\%20et\%20catalyse.pdf}{ce lien}
\end{itemize}



\section*{Expériences}
\begin{itemize}
    \item Influence de la température : Oxydation des ions iodures (\chemform{I^-}) par le peroxodisulfate (\chemform{S_2O_8^{2-}}) à température ambiante et à chaud.
    \item Influence de la concentration : pareil mais avec des concentrations différentes en peroxodisulfate.
    \item{Suivi de la réaction de l'érythrosine B avec l'eau de javel.}
\end{itemize}

\section*{Prérequis}
\begin{itemize}
    \item Avancement maximal, tableau d'avancement
    \item Loi de Beer-Lambert
    \item mesure d'absorbance
\end{itemize}

\tableofcontents

\section*{Introduction}

Jusqu'à présent, en chimie, on s'intéressait à des réactions et on cherchait le réactif limitant pour calculer l'avancement maximal. On partait d'un état initial donné, pour déterminer l'état final. Mais est-ce que cet état final est atteint aussi vite par toutes les réactions? 
Exemple : un explosion est une réaction rapide, qui dégage beaucoup d'énergie d'un coup. Autre exemple : on dit qu'il ne faut pas garder l'eau de javel trop longtemps ; c'est à cause de la dégradation lente du principe actif de l'eau de javel : l'ion hypochloreux, selon la réaction : \chemform{3ClO^- \longrightarrow 2Cl^- + ClO_3^{2-}}. (Cette réaction est assez lente : on a 3 mois pour utiliser un berlingot d'eau de javel.)
Aujourd'hui, nous allons nous intéresser plus en détail à ces notions de vitesse de réaction : on parle de cinétique de la réaction, \textit{i.e.} l'étude de la vitesse d'une réaction.

\section{Cinétique chimique}
    \subsection{Vitesse de réaction}
    
    On commence par un exemple : on va regarder comment varient les concentrations du milieu pendant la réaction.
    
%    \begin{chemmath}
%        S_2O_8^{2-} + 2 I^- \rightarrow I_2 + 2 SO_4^{2-}
%    \end{chemmath}
    
    \begin{chemmath}
        3I^- + H_2O_2 \rightarrow I_3^- + 2HO^-
    \end{chemmath}
    
    %Au cours de la réaction, les concentrations en les espèces varient. On regarde comment elles varient : par exemple, pour une mole de $S_2O_8^{2-}$ consommé, on en consomme 2 de  $ I^-$ : les ions iodures sont consommés deux fois plus rapidement que les ions péroxodisulfate.
    Au cours de la réaction, les concentrations en les espèces varient. On regarde comment elles varient : par exemple, pour une mole de $H_2O_2$ consommé, on en consomme 3 de  $ I^-$ : les ions iodures sont consommés trois fois plus rapidement que le péroxyde d'ydrogène.
    
    \subsubsection*{Vitesses de disparition et d'apparition}
    
    On définit la \textbf{vitesse volumique d'apparition} des produits comme : 
    
   % \begin{equation}
%        v(I_2) = \der{[I_2]}{t} \text{  et  } v(SO_4^{2-}) = \der{[SO_4^{2-}]}{t}
%    \end{equation}
    \begin{equation}
        v(I_3^-) = \der{[I_3^-]}{t} \text{  et  } v(HO^-) = \der{[HO^-]}{t}
    \end{equation}
    
    C'est : à quelle vitesse augmente la concentration des espèces.
    
    %Raisonnement : pour une mole de \chemform{I_2} formé, on en forme deux de \chemform{SO_4^{2-}}. On a donc :
    Raisonnement : pour une mole de
    \chemform{I_3^-} formé, on en forme deux de \chemform{H_2O} . On a donc :
     \begin{equation}
         v(H_2O) = 2 \times v(I_3^-)
    \end{equation}
     en moles par litre par seconde (\SI{}{mol \cdot L^{-1} \cdot s^{-1}}).
    
    La quantité de \chemform{I_3^-} et de \chemform{HO^-} augmente au cours du temps : ces vitesses sont positives.
    
    
    %\begin{equation}
     %    v(SO_4^{2-}) = 2 \times v(I_2)
    %\end{equation}
     %en moles par litre par seconde (\SI{}{mol \cdot L^{-1} \cdot s^{-1}}).
    
%    La quantité de \chemform{I_2} et de \chemform{SO_4^{2-}} augmente au cours du temps : ces vitesses sont positives.
    
    
    On veut regarder comment varient les concentrations en réactifs : on regarde les quantités :
    
    %\begin{equation}
     %   v(S_2O_8^{2-}) =  \der{[S_2O_8^{2-}]}{t} \text{   et   } v(I^-) =  \der{[I^-]}{t}
    %\end{equation}
    \begin{equation}
        v(H_2O_2) =  \der{[H_2O_2]}{t} \text{   et   } v(I^-) =  \der{[I^-]}{t}
    \end{equation}
    
    Comme les concentrations diminuent, ces quantités sont négatives. 
    
    On définit donc la \textbf{la vitesse volumique de disparition} comme  : 
    
    %\begin{equation}
%v(S_2O_8^{2-}) = - \der{[S_2O_8^{2-}]}{t}
 %   \end{equation}
    
     \begin{equation}
v(H_2O_2) = - \der{[H_2O_2]}{t}
    \end{equation}
    
    Et pareil pour \chemform{I^-}.
    
    De même, on a envie d'écrire : 
    
    \begin{equation}
     v(I^-) = 3 \times v(H_2O_2)
    \end{equation}
    %\begin{equation}
    % v(S_2O_8^{2-}) = 2 \times v(I^-)
    %\end{equation}
    
    % Je préfère retirer ce qui suit...
    % \subsubsection{Réaction lente ou rapide?}
    
   % On a envie de définir les notions de "réaction rapide" ou de "réaction lente".
   % Une définition intuitive que l'on peut proposer est la suivante : 
    %\begin{itemize}
       % \item Une réaction est rapide si la réaction s'opère sans que l'on ait le temps de la voir à l'oeil.
        %\item Une réaction est lente si on peut suivre à l'oeil la réaction.
    %\end{itemize}
    %Déjà on observe dans cette première "définition", et que nous avons caractériser la vitesse de réaction par rapport à un temps typique d'un capteur, ici notre oeil.
    
    %On comprends tout de suite que cette définition ne va pas nous convenir car elle est très subjective et qu'elle va dépendre du contexte d'application de la réaction. 
    

    
    \remarque{Transition :\\On va définir un autre critère plus facile à lire graphiquement, et qui permet de comparer plus facilement les réactions entre elles.}


    \subsection{Temps de demi-réaction}
    
    On définit le temps de demi-réaction comme le temps au bout duquel on atteint la moitié de l'avancement final de la réaction : 
    
    \begin{equation}
    \xi(t = t_{1/2}) = \xi_{max} /2    
    \end{equation}
    
    Pourquoi le temps de demi-réaction? On pourrait prendre le temps de réaction tout court? Non car il est difficile de décider de quand la réaction est finie.
    
%    Montrer programme python avec influence de K.
    
    \begin{figure}[hbtp]
        \centering
        \includegraphics[width = .6\textwidth]{temps_demi_reaction.eps}
        \caption{Schéma explicatif du temps de demi réaction.}
        \label{t1/2}
    \end{figure}
    \important{\textbf{Attention}, il est important de préciser que l'avancement final n'est pas forcément $\xi_{max}$ si la réaction n'est pas totale. Pour comprendre pourquoi cela n'aurait pas de sens, on peut imaginer une réaction dont l'avancement final est inférieur à la moitié du réactif limitant (si la réaction était totale). Cette réaction peut avoir lieu très vite, mais s'arrêter avant que tous les réactifs aient été consommés. \textit{Du coup ca c'est plutot hors programme, c'est vu plus tard dans l'année.}}

    \remarque{Transition :\\De quoi dépend la vitesse d'une réaction?}
    
    
    %\section{Un cas particulier : loi de vitesse d'ordre 1}

    %On définit une réaction d'ordre 1 par rapport au réactif %$A$, une réaction qui suit une loi de la forme :
    
    %\begin{equation}
        %v = \frac{-1}{\nu_A}\dv{\left[A\right]}{t} = %k\left[A\right]
    %\end{equation}
    %C'est une équation différentielle linéaire d'ordre 1 à %coefficients constants. On peut alors le résoudre : 
    %\begin{equation}
    %    \left[A\right] = \left[A\right]_0\exp(-\nu_Akt)
    %\end{equation}
    
    %Dans ce cas, le temps de demi-réaction a pour expression : $t_{1/2} = \frac{ln(2)}{\nu_A k}$.
    
    %\subsection*{Application : les désintégrations radioactives}
    
   % On retrouve et rappelle ce qui a été vu en première et en seconde? On donne des explications? Exemple de calcul pour la datation? Ca me parait un peu long et ca ne fait pas intervenir la catalyse. Idée : mettre l'ordre 1 en conclusion et dire : la prochaine fois, on va voir un cas particulier de réactions, blablabla
    
    
\section{Facteurs cinétiques}
    \subsection{Température}
    J'ai mis les restes de mon repas au frigo... et je fais chauffer l'eau des pâtes pour les cuire... Pourquoi?
    
     La température est un facteur qui influence la vitesse d'une réaction.
    \begin{tcolorbox}
        Expérience :\\
        Dans deux tubes à essaie, introduire quelques millilitre d'eau oxygéné à 30 volumes ($C = titre/11,2\simeq\SI{0.026}{mol/L}$). On place un des deux tubes à essaie dans un bain d'eau chaude. On verse quelques millilitres (même quantité) simultanément dans les deux tubes à essaie du \chemform{I^-} ($C =\SI{0.3}{mol/L}$ ). On observe qualitativement que la réaction est plus rapide quand la température est plus grande
    \end{tcolorbox}
    C'est un phénomène général : augmenter la température augmente toujours la vitesse de réaction. C'est la raison pour laquelle on met les aliments aux réfrigérateur (pour ralentir leur décomposition) ou qu'on chauffe l'eau des pâtes. 
    
    \textbf{Interprétation physique :} en augmentant la température, on augmente l'agitation des molécules et donc la probabilité de chocs entre deux réactifs.\\
    
    En ordre de grandeur : une augmentation de 10 degrés correspond à une réaction deux fois plus rapide. 
    
    On comprends qu'au niveau industriel, il va falloir faire des compromis entre augmenter la température pour que la réaction aille vite et le coût que représente cette augmentation de température.\\
    
    Pour les pates et le frigo : la cuisson des pates est en faite une réaction d'hydratation. On augmente sa vitesse en chauffant (vous pouvez essayer des pates 1 semaine dans de l'eau froide, elles auront une texture de pate cuite). Si on laisse un aliment trop longtemps au frigo, il finit quand meme par moisir : on ne fait que ralentir la réaction.
    
    \subsection{Concentration}
    
    \begin{tcolorbox}
         Expérience :\\
        Dans trois tubes à essai, introduire quelques millilitre d'eau oxygénée à 30 volumes ($C = titre/11,2$). On verse quelques millilitres (même quantité) simultanément dans les tubes à essai du \chemform{I^-} ($C_1$ \SI{0.30}{mol \cdot L^{-1}},$C_2 = $ \SI{0.18}{mol \cdot L^{-1}},$C_3 =$ \SI{0.06}{mol \cdot L^{-1}} ). On observe qualitativement que la réaction est plus rapide quand la concentration est plus grande.
    \end{tcolorbox}
    De manière générale, en augmentant la concentration des réactif, on augmente la probabilité de choc entre les réactifs, et ainsi la vitesse de réaction.
    Cependant il faut faire attention, ce n'est pas vrai tout le temps (\textit{Après les réactions d'ordre 0 c'est rare quand même. Apparemment ca arrive que lors de catalyses, lorsque le catalyseur est comme un "réactif limitant".}).
    
\textbf{Interprétation : } Si il y a plus de réactifs par unité de volume, c'est plus facile de les faire se rencontrer et d'arriver à une réaction.
    
    \subsection{Catalyse}
    \subsubsection{Définitions}
    \textbf{Observation expérimentale} Lorsque l'on place du fer III dans du \chemform{H_2O_2}, on observe que la réaction de dismutation se fait très vite, alors qu'elle est très lente.
    \textbf{Interprétation} La réaction qui se produit dans le bécher à pour bilan :
    \begin{chemmath}
        2H_2O_2 = 2H_2O +O_2
    \end{chemmath}
    Cependant, on ne vois pas aparaitre le fer III. Pourtant nous avons bien vu qu'il jouait un rôle capital dans le déroulement de la réaction. En effet, une étude plus poussée nous permet de proposer le mécanisme réactionnel suivant : 
    \begin{chemmath}
        2H_2O_2 + Fe^{3+} \rightleftharpoons H_2O_2 + O_2 + 2H^+ + Fe^{2+} \rightleftharpoons 2H_2O + O_2 +Fe^{3+}
    \end{chemmath}
    Il y a donc bien le même bilan total mais on fait également réagir fer III , puis on le reforme. Ainsi, la réaction à lieux en deux étapes rapides, plutôt qu'une seule lente (sans le fer III).
    
    On dit que le Fer III est un catalyseur : une espèce qui n'apparaît pas dans l'équation bilan mais qui permet d'accélérer la réaction.
    
    \textbf{Exemple :} $2H_2O_2 \overset{Fe^{3+}}{\longrightarrow} 2H_2O + O_2$ (cf plus loin).
    
    L'élément important à retenir est que le catalyseur va réagir ou interagir avec des réactifs mais va être reformé dans le processus. Il facilite la réaction.
    %\textbf{STL :} L'utilisation d'un catalyseur permet d'abaisser l'énergie d'activation dans le profil réactionnel.
    
    
    \subsubsection{Exemples pratiques}
    D'après les programme il faut bien insister de l'importance de la catalyse, soit en industrie, soit dans les systèmes biologiques.
    
    
    
    \begin{itemize}
        \item  Catalyse homogène : c'est l'expérience qu'on vient de faire. Les réactifs et le catalyseur sont dans la même phase.
        \item Catalyse hétérogène : manip avec un morceau de platine dans l'eau oxygénée. Catalyseur et réactifs ne sont pas dans la même phase.
        \item catalyse enzymatique : Cas particulier de catalyse homogène. La catalyse se fait par une enzyme. Manip : eau oxygénée plus morceau de navet. L'enzyme en jeu est la catalase.
    \end{itemize}
    
    La catalyse est utilisée un peu partout : dans l'industrie (production d'ammoniac par exemple), où la catalyse hétérogène offre la possibilité de faire une catalyse sans rajouter un produit dans le milieu réactionnel. La digestion ou la transcription de l'ADN sont catalysées par des enzymes (ARN polymérase).
    
    \Huge{! Attention !} \normalsize La température et la concentration ne sont pas des catalyseurs, ce sont des facteurs physiques.
    
\section{Méthodes de suivi cinétique}

    \subsection{Méthode chimique}
    
    On détermine la composition du système par une méthode chimique : il y a une transformation. Exemples : titrages, dosage, CCM. Si on étudie une réaction lente, on peut faire un dosage rapide. Sinon, il faut stopper la réaction : \textbf{trempe} ou \textbf{dilution}. Ce sont des méthodes \textbf{destructives} (donc on prélève des échantillons) .
   
   \subsection{Méthode physique}
   
   On suit l'évolution d'une grandeur physique au cours de la réaction. On peut suivre l'évolution du pH, de la condutivité ou encore de l'absorbance.
   
    \textit{Les examinateur·ices disent toujours qu'il vaut mieux se concentrer complètement sur une expérience qu'en faire plusieurs, on peut suivre leur conseil et exploiter un suivi à fond? On prend une méthode de mesure physique genre colorimétrique, d'autant que si on veut faire une mesure chimique faut faire des trempes et on peut pas trop...}
    
     \begin{tcolorbox}
        Suivi cinétique : Mesure d'absorbance de \chemform{I^-} avec \chemform{S_2O_8^{2-}} (Mèsplede : 100 manipulation de chimie générale et analytique)
        
        
        Materiel :
        \begin{itemize}
            \item 15mL d'iodure de potassium ($C = 1 $mol/L)
            \item 5ml de peroxodisulfate de sodium ($C = 10^{-3}$mol/L)
        \end{itemize}
        On s'intéresse à l'absorbance autour de $\lambda = 415$nm.
    \end{tcolorbox}
    
    \begin{chemmath}
        S_2O_8^{2-} + 2 I^- \rightarrow I_2 + 2 SO_4^{2-}
   \end{chemmath}
    
    \begin{figure}
        \centering
        \includegraphics[width = .9\textwidth]{spectrometre.png}
        \caption{Schéma de principe du spectro (juste pour la sélection de la longueur d'onde je savais pas comment ca marchait).}
        \label{spectro}
    \end{figure}
    
\section{Conclusion}

Aujourd'hui, nous avons commencé à caractériser la vitesse des réactions en chimie : on a vu que l'on pouvait comparer des vitesses avec le temps de demi-réaction. 
On s'est intéressé·es aux facteurs qui influencent la réaction (température, concentration et catalyse), qui jouent un rôle central à l'échelle biologique comme à l'échelle industrielle.
Enfin, nous avons appris à mesurer la cinétique d'une réaction par spectrophotométrie. On pourra revoir cette méthode et en apprendre de nouvelles en TP.

La prochaine fois, on s'intéressera à des réactions particulières : les réactions d'ordre 1, et on verra qu'elles s'appliquent à des réactions un peu spéciales que vous avez déja rencontré : les réactions nucléaires...



\begin{figure}[htbp]
    \centering
    \includegraphics[width=0.7\textwidth]{Carte_mentale.PNG}
    \caption{Carte mentale}
    \label{fig:carte}
\end{figure}
\section{Questions}
\begin{itemize}
    \item Vous avez parlé de vitesses de réaction, mais c'est quoi LA vitesse de réaction ?
        \begin{itemize}
            \item Effectivement, LA vitesse de réaction n'est pas abordée car elle n'est explicitement pas au programme de la filière générale (ce qui est le cadre que nous nous sommes fixé). Ce qui est au programme sont les vitesses d'apparitions et de disparitions.
            \item La vitesse de réaction se définit comme $v = \dv{\xi}{t}$
        \end{itemize}
    \item Pourquoi les expériences n'ont pas marchées ? 
        \begin{itemize}
           \item On s'est trompé dans les réactifs (ce n'était pas les bonnes réactions) mais les manips marches très bien en générale.
        \end{itemize}
    \item Autour de l'absorbance : Comment se définit l'absorbance ? Quelle est le problème technique quand l'absorbance est trop grande ? Quelles sont les domaines de validité de la lois de Beer Lambert ? 
        \begin{itemize}
           \item L'absorbance se définit comme $A = 10\log(I_0/I)$ avec $I_0$ l'intensité du rayon incident et $I$ celle en sortie de cuve.
           \item Si l'absorbance est trop grande, cela signifie que l'intensité de sortie de cuve est très faible. On peut donc arriver à la limite de détection des détecteurs.
           \item La loi de Beer Lambert est valable pour des solutions peu concentrées (et en général pour des absorbances inférieur à 1)
        \end{itemize}
    \item Pourquoi faire le zéro sur le spectrophotomètre n'est pas un étalonnage.
        \begin{itemize}
           \item Un étalonnage, permet de relier une grandeur mesurée (par exemple une différence de potentiel pour une mesure pH métrique) à une grandeur d'intérêt (par exemple le pH). Dans le cas du pH, on étalonne en utilisant deux solutions tampons de référence. Ici, faire le zéro, nous permet simplement de nous affranchir de l'absorbance du solvant. On aurait pu faire (pas d'intérêt ici, mais c'est pour le principe) un étalonnage avec le spectrophotomètre pour relier directement la valeur de l'absorbance avec une valeur de concentration
        \end{itemize}
    \item Quel est l'ordre de la réaction entre les ion \chemform{I^-} et le peroxodisulfate (et nommer les réactifs)? 
        \begin{itemize}
           \item La réaction est d'ordre 1 par rapport à chacun des réactif. (Donc d'ordre 2 au total). Ici, on a mis les ions \chemform{I^-} en excès. Nous sommes ainsi dans un cas d'une dégénérescence d'ordre, et nous observons que la réaction à bien un ordre partiel 1 par rapport au peroxodisulfate.
        \end{itemize}
    \item Comment peut-on remonter à la valeur de $k$ à partir des données ?
        \begin{itemize}
           \item Nous pouvons remonter au $k_{app}$ soit avec le temps de demi réaction ($t_{1/2} = \frac{ln(2)}{k_{app}}$). Puis on remonte à $k$ en connaissant la concentration d'ion iodure. Attention, il faut faire être vigilants aux coefficients stoechiométrique dans la réaction.
           \item Pour déterminer $k_{app}$ nous pouvons également résoudre l'équation d'ordre 1 en supposant un ordre 1 puis ajuster aux données, ou encore faire une régression linéaire de $ln(A_{final}-A)$ en fonction du temps. La pente nous donne $k_{app}$
        \end{itemize}
    \item Pourquoi les réactions sont écrites avec du $I_2$ dans la dernière partie et avec du $I_3^-$ ?
        \begin{itemize}
           \item C'est une erreur, nous aurions du toujours utiliser $I_3^-$ qui est le complexe présent en milieux aqueux en présence de $I^-$, ce qui est notre cas ici.
        \end{itemize}
    \item Peut on réellement parler d'intermédiaires réactionnelle dans les étapes de dismutation du peroxyde d'hydrogène catalysé par les ions fer III ?
        \begin{itemize}
           \item Non, ce ne sont pas des actes élémentaires, ce sont des réactions successives qui se produisent, ce sont des "bilans successifs". Ainsi, le terme d'intermédiaire réactionnel n'est pas approprié.
           \item De plus au vu de la couleur de la solution, pendant la réaction, on doute que ce soit bien des ions fer II qui soient produits...Il faut peut être revoir les étapes...(trouvé sur le site
           \href{https://guy-chaumeton.pagesperso-orange.fr/ts12ch.htm}{https://guy-chaumeton.pagesperso-orange.fr/ts12ch.htm})
        \end{itemize}
    \item La vitesse de réaction dépend-elle de la concentration en catalyseur ?
        \begin{itemize}
           \item Oui. On peut notamment parler du fait qu'il peut arriver qu'un catalyseur soit saturé. Il est à noter que nous n'avons pas forcément besoin d'en mettre beaucoup car il est reformé.
        \end{itemize}
    \item Comment peut on augmenter la vitesse de réaction quand il y a des solides ?
        \begin{itemize}
           \item L'idée est d'augmenter la surface de contact. Ainsi, on peut, par exemple, broyer les solides. 
        \end{itemize}
    \item À un niveau supérieur, comment peut-on relier la vitesse de réaction avec la température
        \begin{itemize}
           \item On peut introduire la loi d'Arrhenius. Attention, cette loi n'est valable que pour les actes élémentaire. 
        \end{itemize}
\end{itemize}

\textbf{Question Valeur de la république :}
Un parent d'élève vient se plaindre que vous fassiez grève alors que vous êtes en retard sur le programme, comment réagissez-vous ?\\
Éléments de réponses proposées
\begin{itemize}
    \item Faire grève c'est aussi pour les élèves, pour que l'enseignement se fasse dans de meilleurs conditions. Même si c'est parfois sur le long terme.
    \item Rassurer les parents sur le fait que l'on fera notre possible pour préparer les élèves au mieux à ce qui les attends.
    \item Ne pas oublier que le droit de grève est un droit des fonctionnaires et qu'il peut être utiliser, ceci est justement à mettre en relation avec la notion de Valeur de la république.
    \item Il peut être intéressant de discuter (dans le cadre pas politique) des raisons de la grèves avec les élèves.
    \item Rappeler que nous ne sommes pas payer pendant la grève, donc ce n'est pas fait juste pour le plaisir...
\end{itemize}

\section{Commentaires}
\begin{itemize}
    \item Le titre du I serait à changer. C'est un peu trop vaste et ça reprends pratiquement le titre de la leçon en entier...
    \item Il peut être mis en pré-requis les notions de dérivés. Il faut garder à l'esprit que les nouvelles générations d'étudiants n'aurons pas tous pris l'option maths.
    \item Prendre le temps d'insister sur la stoechiométrie comme cela à été fait est une bonne chose.
    \item Avoir fait au tableau le schéma définissant le temps de demi réaction est également une bonne chose. Il faut être capable de faire des figures claires au tableau.
\end{itemize}
\end{document}
