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CHIMIE : CHAPITRE 8 : Plan et documents.

Les piles.

1. Transfert spontané d"électrons.1.1. Transfert spontané direct (expérience 1).

1.2. Transfert spontané indirect (expérience 2).

2. Constitution et fonctionnement d"une pile.2.1. Constitution.

2.2. Détermination expérimentale des caractéristiques d"une pile (expérience 3).

2.3. Autres piles (expérience 4).

2.4. Représentation conventionnelle d"une pile.

2.5. Evolution spontanée d"une pile.

3. Quantité d"électricité fournie.3.1. Définitions.

3.2. Quantité de matière mise en jeu.

Exercice sur feuille (Antilles - Guyane juin 2003).

Expérience 1 :

Prélever V = 10 mL d"une solution de sulfate de cuivre(II) de concentration molaire C = 0,1 mol.L

-1 et les verser

dans un bécher de 100 mL. Y mélanger V = 10 mL d"une solution de sulfate de zinc(II) de même concentration.

Y plonger une lame de zinc et une lame de cuivre (préalablement décapées). Agiter, sans mettre les 2 lames en

contact.

Retirer les lames, observer puis ajouter une pointe de spatule d"un mélange des poudres de zinc et de cuivre.

Agiter. Filtrer la solution en la recueillant dans un bécher de 50 mL, et observer la couleur du filtrat.

Confrontation de l"expérience 1 aux prévisions théoriques : Ecrire les demi-équations électroniques qui concernent les couples oxydant-réducteur Cu

2+(aq) / Cu (s) d"une part et

Zn

2+(aq) / Zn (s) d"autre part.

Ecrire l"équation de la réaction associée à cette transformation dont le sens direct correspondra au sens

d"évolution observé. La constante d"équilibre associée à cette réaction est égale à K = 10 37.

En appliquant le critère d"évolution, montrer que le sens d"évolution prévu est compatible avec les observations

expérimentales.

Préciser les espèces chimiques qui ont échangé des électrons dans cette expérience.

Expérience 2 :

Etude d"une pile avec ces mêmes couples : le transfert mis en évidence dans l"expérience 1 est encore possible en

séparant les deux couples oxydant/réducteur. Légender le schéma d"un tel dispositif, appelé pile, permettant ce

transfert.

Compléter ce schéma par un circuit comportant un conducteur ohmique R permettant de faire circuler les

électrons (échangés dans cette pile) à l"extérieur de celle-ci ainsi qu"un ampèremètre mesurant l"intensité I du

courant ainsi créé.

Sur le schéma du circuit, noter le sens réel de déplacement des électrons (sachant qu"il satisfait au critère

d"évolution spontanée) ; en déduire le sens conventionnel du courant. Etude du fonctionnement de cette pile en circuit fermé : Réaliser cette pile en vous aidant du support en bois. Le sens prévu du courant est-il confirmé par l"ampèremètre ?

Entourer sur le schéma la pile en trait pointillé. Indiquer les bornes positive et négative.

Compléter le mouvement des porteurs de charge dans l"ensemble du dispositif, en particulier dans le pont salin.

Ecrire les équations des réactions aux électrodes, ainsi que l"équation de la réaction associée à la transformation

ayant lieu dans la pile. Comment varient les concentrations [Zn

2+], [Cu2+], et les quantités nZn, nCu ?

Comment est assurée l"électroneutralité des solutions ? Que se passe-t-il si on enlève le pont salin ?

La pile en fonctionnement est-elle un système à l"équilibre ou hors équilibre ?

Expérience 3 :

Enlever le circuit "résistance-ampéremètre" se trouvant aux bornes de la pile "cuivre-zinc". La pile est alors "à

vide". Brancher un voltmètre aux bornes de cette pile de telle sorte que la tension mesurée soit positive.

Quelle électrode a le potentiel le plus élevé ? Que peut-on dire du sens du courant dans un circuit électrique ?

Expérience 4 :

On dispose, en plus des 2 couples précédents, de la demi-pile constituée du couple Pb

2+(aq)/Pb(s).

Quelles piles peut-on réaliser ? Mesurez les f.e.m. correspondantes.

Faire les schémas de ces piles. Indiquez leur polarité et le sens de circulation du courant dans le circuit.

Quelle demi-équation se produit à chaque borne ? Quelle est l"équation de la réaction associée à chaque pile ?

Exercice 1 :

On associe une demi-pile Cu

2+/Cu telle que [Cu2+]i = 0,050 mol.L-1 a une demi-pile Ag+/Ag telle que [Ag+]i = 0,010

mol.L -1, à l"aide d"un pont salin de nitrate d"ammonium.

1. L"équation de la réaction susceptible de se produire peut s"écrire : 2 Ag

(s) + Cu2+(aq) = 2 Ag+(aq) + Cu(s). Sa constante d"équilibre vaut K = 2,6.10 -16. Prévoir dans quel sens va évoluer le système.

2. En déduire les réactions aux électrodes et le sens de déplacement des porteurs de charges dans la pile lorsqu"elle

débite.

3. Quelle est la polarité des électrodes ?

4. Faire un schéma de cette pile en précisant le sens de l"intensité du courant et le sens des électrons dans le circuit.

5. Donner la représentation conventionnelle de cette pile.

Exercice 2 :

Soit la pile cuivre-argent de l"exercice 1. Pendant la durée Dt = 1,5 min, cette pile débite une intensité considérée

comme constante, I = 86,0 mA.

Quelles sont les variations des quantités de matière d"ions cuivre II, d"ions argent I et les variations des masses de

métal cuivre et argent ?

Quelques piles usuelles

On distingue deux principaux types de piles " grand public » : les piles salines et les piles alcalines.

1) La pile saline

La pile saline est aussi appelée pile Leclanché, du nom de son inventeur, l"ingénieur français Georges Leclanché.

a) Description

L"une des électrodes (pôle - ) est constituée de zinc métal Zn en contact avec du chlorure de zinc ZnCl2.

L"électrolyte est une solution gélifiée de chlorure d"ammonium NH

4Cl (solution acide), séparée en deux parties par

une feuille de papier.

La seconde électrode (pôle + ) est un bâton de graphite; il est chimiquement inerte. Il plonge dans l"électrolyte qui

contient, dans son compartiment, un oxydant : le dioxyde de manganèse MnO 2 .

Pour assurer une meilleure conduction électrique, l"électrolyte contient, en outre, des petites particules de graphite.

b) Analyse du fonctionnement . Réactions aux électrodes

- On constate la présence du couple Zn2+(aq) / Zn(s). Puisque le zinc constitue le pôle négatif d"une telle pile, siège

de l"oxydation, on observe au pôle (-) la transformation du zinc en ions zinc : Zn (s) ® Zn2+(aq) + 2e- - Le dioxyde de manganèse est l"oxydant du couple MnO

2/ MnO(OH). On observe sa réduction au pôle (+) :

MnO

2(s) + H+(aq) + e- ® MnO(OH)(s) [x 2] .

Réaction globale

Lorsque la pile saline est placée dans un circuit, la réaction qui s"effectue est la réduction du dioxyde de manganèse

MnO

2 (s) par le zinc : Zn(s) + 2 MnO2(s) + 2 H+(aq) ® Zn2+(aq) + 2 MnO(OH)(s)

La pile est construite de telle manière que le dioxyde de manganèse soit en défaut : la pile est usée lorsque cette

espèce est entièrement consommée.

Si le zinc était le réactif limitant, le boîtier risquerait de se percer et l"écoulement de l"électrolyte endommagerait les

appareils. L"électrolyte

Pour rendre une telle pile transportable et utilisable dans toutes les orientations, il faut que l"électrolyte soit gélifié.

Ce progrès a conduit à qualifier ces piles de " piles sèches ».

L"électrolyte imprègne aussi le papier séparant les deux compartiments (rôle de pont salin).

La représentation formelle d"une pile saline est donc : (-) Zn / ZnCl

2(aq), NH4Cl(aq) // NH4Cl(aq), MnO2 / C (+) . La f.é.m. est voisine de 1,5 V.

2) La pile alcaline

a) Description La pile alcaline présente beaucoup d"analogies avec la pile saline.

La première électrode est encore constituée de zinc sous forme de poudre répartie autour du collecteur, clou en

acier formant le pôle (-) de la pile. L"électrolyte est une solution gélifiée d"hydroxyde de potassium (ou potasse) KOH,

solution qui est fortement basique (d"où le nom de pile alcaline car alcalin signifie basique).

La seconde électrode est formée de graphite en poudre, relié électriquement à un boîtier en acier (pôle + ). Cette

poudre est contenue dans l"électrolyte qui contient également du dioxyde de manganèse Mn0

2 en poudre.

b) Analyse du fonctionnement . Réactions aux électrodes

- Le zinc intervient dans le compartiment négatif, où a lieu l"oxydation. Le couple concerné est ZnO(s )/Zn(s) et le

milieu est basique. On a donc: Zn (s) + 2 HO-(aq) ® ZnO(s) + 2H20 + 2 e- ZnO, oxyde de zinc, est un solide ionique, constitué d"ions Zn

2+ et 02-.

- Le dioxyde de manganèse MnO est ici encore réduit en MnO(OH) au pôle (+), cette fois dans un milieu basique :

Mn0

2(s) + H2O + e- ® MnO (OH)(s) + HO-(aq)

Réaction globale

On observe donc la réaction d"équation :

Zn (s) + 2 MnO2(s) + H2O ® ZnO(s) + 2 MnO(OH)(s) Les espèces réduite et oxydée sont les mêmes que dans la pile saline. Le réactif en défaut est cette fois-ci le zinc. Formellement, on peut représenter la pile alcaline par : (-) Zn / ZnO, KOH (aq) //KOH(aq), MnO2 / C (+) . La f.é.m. est voisine de 1,5 V.

Remarque : Les piles cylindriques contiennent un élément de pile, alors que les piles plates (4,5 V) en contiennent

trois, branchés en série. Les piles 9 V contiennent quant à elles six éléments parallélépipédiques en série.

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