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Corrigé EXERCICE III : Pile à combustible
1.1. Le dihydrogène perd des électrons : c"est donc le réducteur, il subit une oxydation
le dioxygène gagne des électrons : c"est donc l"oxydant, il subit une réductionIl y a autant d"électrons consommés à une électrode que d"électrons produits à l"autre électrode... Il faut
donc multiplier la première demi-équation par 2 avant d"effectuer l"addition des 2 demi-équations :
[ H2(g) = 2 H+(aq) + 2 e- ] ´´´´ 2
O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e- = 2 H2O(l)
Soit 2 H
2(g) + O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e- = 4 H+(aq) + 4 e- + 2 H2O(l)
donc 2 H2(g) + O2(g) = 2 H2O(l)
1.2. La réaction libère de l"eau, qui n"est pas toxique, contrairement aux gaz d"échappement usuels.
Par contre la vapeur d"eau est un gaz qui contribue à l"effet de serre, et le dihydrogène peut exploser au
contact du dioxygène de l"air en cas de fuite.1.3. A la
cathode, il se produit une réduction : c"est donc l"électrode où arrive l"oxydant (le dioxygène),
soit l"électrode 1.1.4. Les électrons sont libérés par le dihydrogène et récupérés par le dioxygène, conformément aux demi-
équations ci-dessus. Ils circulent donc de l"électrode 2 (pôle -) vers l"électrode 1 (pôle+).
1.5 Un catalyseur est une espèce chimique qui augmente la vitesse de réaction, sans apparaître dans
l"équation bilan. Il ne modifie pas l"avancement final de la transformation chimique, mais il permet de
l"atteindre plus rapidement.1.6. Quantité d"électricité produite Q = I.Dt = n
e.NA.e avec ne quantité de matière d"électrons ayant circulé.Soit n
e = . .A I t N e D A l"anode: H2(g) = 2 H+(aq) + 2 e- donc 2Hnconsommée = 2 en produite2Hnconsommée = .
2. .A I t N e D192310.6,110.02,623600192300-´´
´´== 1,1´´´´103 mol
A la cathode
: O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e- = 2 H2O(l) donc 2Onconsommée = 4 enconsommée2Onconsommée = .
4. .A I t N eD = 192310.6,110.02,643600192300-´´
´´= = 5,4´´´´102 mol
2.1.1. Réaction de dissolution du sulphate de sodium dans l"eau: Na2SO4(s) = 2 Na+(aq) + SO42- (aq)
oxydation réductionOx + n e- = Réd
e- production d"électronsà l"électrode 2 :
donc pôle négatif de la pile consommation d"électronsà l"électrode 1 : donc pôle
positif de la pile - +2.1.3. n(Na
+(aq)) = 2xf Soit xf = 2 )n(Na += 20,1 = 0,50 mol
Or xmax = 42SONan(apporté) = c.V = 1,0´0,500 = 0,50 molDonc x
f = xmax La réaction de dissolution est totale (on pouvait s"y attendre, sauf si elle avait été saturée.
Dans ce cas des cristaux non dissous seraient visibles au fond de la fiôle jaugée). 2.2. 23322, ( ) 4( ) 3 3
2.0,50. . 4 40,500
f f f r f aq aqf fx x xQ Na SOV V V+ -( )? ? ? ?= = = = ´( )? ? ? ?( ) = 4,02.3.1. A l"anode il se produit une oxydation, soit : 2 H2O(l) = O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e-
A la cathode il se produit une réduction, soit : 2 H2O(l) + 2 e- = H2(g) + 2 HO- (aq)2.3.2. À la cathode il se forme des ions hydroxyde, le milieu devient basique, le bleu de bromothymol
colore en bleu la solution. A l"anode, il se forme des ions oxonium, le milieu devient acide et la solution se colore en jaune.2.3.3. 2 H2O(l) = O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e-
( 2 H2O(l) + 2 e- = H2(g) + 2 HO- (aq) ) ´2
2 H2O(l) + 4 H2O(l) = O2(g) + 4 H+(aq) + 2 H2(g) + 4 HO- (aq)
soit 6 H2O(l) = O2(g) + 2 H2(g) + 4 HO- (aq) + 4 H+(aq)
Les ions HO
-(aq) et H+(aq) réagissent entre eux selon une réaction quasi-totale ( K=1,0.1014), inverse de l"auto-protolyse de l"eau HO - (aq) + H+(aq) H2O(l) .On obtient ainsi : 6 H
2O(l) = O2(g) + 2 H2(g) + 4 H2O(l) soit 2 H2O(l) = O2(g) + 2 H2(g)
2.3.4.
D"après les demi-équations chimiques, l"oxydation produit 4 protons H+(aq) lorsque la réduction
produit 4 anions hydroxyde HO -(aq). Ces ions réagissent pour former de l"eau et le milieu devrait être neutre, la solution prendra une teinte verte (teinte sensible du BBT).