La transformation chimique et le transfert d’énergie sous forme électrique

Merci !

Fiches
Classe(s) : Tle STI2D - Tle STL | Thème(s) : Transformation chimique et transfert d'énergie sous forme électrique

La transformation chimique et le transfert d’énergie sous forme électrique

L’énergie chimique des réactions d’oxydo-réduction peut être transformée et transférée directement au milieu sous forme thermique ou sous forme électrique. Cette technologie domptée depuis trois siècles ne cesse d’évoluer et pourrait permettre massivement la propulsion de véhicules.

1L’évolution technologique des piles

Le nom de pile a été donné initialement à un empilement de rondelles d’un métal et d’un autre en contact grâce à une solution ionique conduisant le courant (électrolyte). Une pile est désormais un générateur électrochimique monobloc constitué d’un seul élément, non rechargeable.

Une batterie est un regroupement de différents éléments en série permettant d’obtenir la tension souhaitée. Une batterie se trouve dans un seul contenant, elle peut être rechargée ou non. Il existe aussi des piles à combustible.

A La pile de Volta

12050_02_50

En 1800, le physicien Volta invente la pile qui porte son nom. Elle est constituée d’un empilement de rondelles de cuivre alternant avec des rondelles de zinc. Cette première pile est présentée à différents comités scientifiques, ainsi qu’à Napoléon Ier. L’empereur décide d’installer une pile de grande dimension au sein de l’École polytechnique afin que des recherches sur l’électricité soient réalisées.

B La pile de Leclanché

En 1866, Georges Leclanché crée une pile cylindrique, qui est à l’origine des piles « bâton » actuelles. Ce sont des piles peu coûteuses, qui ne délivrent pas une forte intensité et qui sont pratiques à utiliser. Les premières piles sont des piles zinc-carbone.

Elles sont améliorées par la suite. La borne négative est formée de zinc, en contact avec une solution gélifiée contenant du chlorure de zinc et du chlorure d’ammonium. Cette solution contient des sels ioniques dissous, aussi la pile est-elle appelée pile saline. L’électrode positive formée de graphite conducteur est entourée de dioxyde de manganèse et de carbone en poudre.

La tension de ces piles est d’environ 1,5 V ; elles ont une faible densité énergétique.

12050_02_51_stdi

C Les piles alcalines

Une pile alcaline est comparable à une pile saline. Elle est fabriquée en forme de cylindre. L’électrode négative (anode) est constituée de poudre de zinc, afin d’avoir une plus grande surface réactive. L’électrode positive (cathode) est formée de dioxyde de manganèse. L’électrolyte est formé d’une solution gélifiée d’hydroxyde de potassium au lieu de celle de chlorure d’ammonium des piles salines.

Sa durée de vie est plus importante et elle peut délivrer une intensité électrique plus forte.

D Les piles à combustible

L’électricité est produite par l’oxydation à l’anode d’un combustible réducteur comme le dihydrogène ou le méthanol en même temps que la réduction à la cathode d’un oxydant tel que le dioxygène de l’air. Ces piles peuvent être alimentées en continu.

La réaction d’oxydation est accélérée en utilisant un catalyseur comme le platine.

Il existe plusieurs types de piles à combustible : certaines utilisent des oxydes solides, d’autres du méthanol, du dihydrogène.

12050_02_52_stdi

2Rappels d’oxydoréduction et transferts d’électrons

A Les oxydants et les réducteurs

Un oxydant est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons en solution aqueuse. Quand l’oxydant a capté un ou plusieurs électrons, il est réduit.

EXEMPLE

L’ion Fe2+ est un oxydant, il se transforme en fer métallique en captant 2 électrons :

Fe2+(aq) + 2 e = Fe(s)

Un réducteur est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons en solution aqueuse. Quand le réducteur a cédé un ou plusieurs électrons, il est oxydé.

EXEMPLE

Le lithium métallique est réducteur, il se transforme en ion lithium en cédant un électron : Li(s) = Li+(aq) + e

B Les couples oxydant/réducteur

Attention : la forme oxydante est toujours écrite en premier dans un couple oxydant réducteur.

Un couple oxydant-réducteur comporte un oxydant Ox et un réducteur Réd.

Une demi-équation électronique ou d’oxydo-réduction lie les deux espèces chimiques :

Oxydant + n e =  Réducteur

Ox + n e =  Réd

Ox et Réd forment le couple oxydant réducteur Ox/Réd.

On place un signal égal dans les demi-équations électroniques au lieu d’une simple flèche utilisée pour les réactions chimiques.

EXEMPLE 1 Indépendant du milieu : couple I2(aq)/I(aq)

La demi-équation électronique est : I2(aq) + n e = I(aq)

Il faut assurer la conservation de l’élément iode dans cette demi-équation. Or à gauche, le diiode contient 2 éléments iode, donc il en faut aussi 2 à droite, ce qui est obtenu en plaçant un coefficient 2 devant l’ion iodure I : I2(aq) + n e = 2 I(aq)

Il faut ensuite équilibrer l’équation au niveau des charges électriques : à droite, la charge globale est – 2, il faut donc ajouter 2 électrons à gauche pour obtenir la même charge  2 à gauche : I2(aq) + 2 e = 2 I(aq)

La demi-équation est alors équilibrée.

EXEMPLE 2 En milieu acide : couple Cr2O72(aq)/Cr3+(aq)

La demi-équation électronique est :  Cr2O72(aq) + n e = Cr3+(aq)

Il faut assurer la conservation de l’élément chrome, or à gauche, l’ion dichromate Cr2O72contient 2 éléments chrome, donc il en faut aussi 2 à droite, ce qui est obtenu en plaçant un coefficient 2 devant Cr3+ : Cr2O72(aq) + n e = 2Cr3+(aq)

Pour ajouter un élément oxygène d’un côté en milieu acide, on place une molécule d’eau de ce côté et deux ions hydrogène (souvent appelés protons) de l’autre côté.

Il faut assurer la conservation de l’élément oxygène, or à gauche, l’ion dichromate contient 7 éléments oxygène, donc il en faut aussi 7 à droite.

On place alors 7 molécules d’eau à droite pour ajouter les 7 éléments oxygène et 14 ions hydrogène H+ à gauche pour assurer la conservation en élément hydrogène :

Cr2O72(aq) +14 H+ + n e = 2 Cr3+(aq) + 7 H2O

Il faut ensuite équilibrer l’équation en charges électriques : à droite, la charge globale est + 6, il faut donc ajouter 6 électrons à gauche pour obtenir la même charge + 6 à gauche :

Cr2O72(aq) + 6 e + 14 H+ = 2 Cr3+(aq) + 7 H2O

EXEMPLE 3 En milieu basique : couple MnO4(aq)/MnO2(s)

La demi-équation générale est : MnO4(aq) + n e = MnO2(s)

Pour ajouter un élément oxygène d’un côté en milieu basique, on place de ce côté 2 ions hydroxyde OH et une molécule d’eau de l’autre côté.

La conservation de l’élément manganèse est assurée, car on en retrouve un élément manganèse de chaque coté. Il faut donc assurer la conservation de l’élément oxygène, or à gauche, l’ion permanganate contient 4 éléments oxygène, alors qu’à droite le dioxyde de manganèse n’en contient que 2, donc il faut en ajouter 2 à droite.

Donc pour ajouter 2 éléments oxygène à droite, on ajoute à droite 4 ions hydroxyde OH- et 2 molécules d’eau à gauche :

MnO4(aq) + 2 H2O + n e = MnO2(s) + 4 OH

Il faut ensuite équilibrer l’équation en charges électriques : à droite, la charge globale est  4, il faut donc ajouter 3 électrons à gauche pour obtenir la même charge - 4 à gauche :

MnO4(aq) + 2 H2O + 3 e = MnO2(s) + 4 OH

Les deux derniers exemples sont compliqués. On doit cependant être capable d’écrire les demi-équations électroniques avec tous les couples oxydant-réducteur proposés. Il faut suivre cette démarche pour pouvoir réussir systématiquement.

Exercice résolu

Énoncé

Voici 4 couples oxydant/réducteur :

Fe2+(aq)/Fe(s)  H+(aq)/H2(g)  Al3+(aq)/Al(s)  CO2(aq)/C2O42(aq)

1. Précisez pour chaque couple, quel est l’oxydant et quel est le réducteur.

2. Écrivez la demi-équation électronique associée à chaque couple.

Corrigé

1. L’oxydant se trouve toujours à gauche et le réducteur est toujours à droite.

PB_9782216133727_T_STI2D-STL_02_Phys_Chimie_Tab_7

2. Pour écrire les demi-équations électroniques à partir des couples Ox/Réd, on pose toujours Ox + n e = Réd. On vérifie ensuite la conservation de tous les éléments chimiques présents avant d’équilibrer la demi-équation en charge.

PB_9782216133727_T_STI2D-STL_02_Phys_Chimie_Tab_6

Exercice résolu

Énoncé

Quels sont les couples oxydant/réducteur présents dans les demi-équations électroniques suivantes ? Précisez à chaque fois quelle est la forme oxydée et la forme réduite du couple.

HCrO4(aq) + 8H+ + 4e = Cr3+(aq) + 4 H2O

NO3(aq) + 10H+ + 8e = NH4+(aq) + 3 H2O

S4O62(aq) + 2 e = 2 S2O32(aq)

Corrigé

La forme oxydée du couple est susceptible de capter des électrons, elle se situe du côté des électrons. La forme réduite est de l’autre côté.

HCrO4(aq) + 8H+ + 4e = Cr3+(aq) + 4 H2O : couple HCrO4(aq)/Cr3+(aq)

NO3(aq) + 10H+ + 8e = NH4+(aq) + 3 H2O : couple NO3(aq)/NH4+(aq)

S4O62(aq) + 2 e = 2 S2O32(aq) : couple S4O62(aq)/S2O32(aq)

C La réaction d’oxydoréduction

Une réaction d’oxydoréduction se produit entre l’oxydant Ox1 d’un couple et le réducteur d’un autre couple Réd2. Il y a transfert d’électrons :

– le réducteur 2 cède des électrons et est oxydé en oxydant 2 ;

– l’oxydant 1 capte les électrons cédés et est réduit en réducteur 1.

Le nombre d’électrons cédés par le réducteur 2 est égal au nombre d’électrons captés par l’oxydant 1, car les électrons ne peuvent pas exister à l’état libre en solution aqueuse.

PB_9782216133727_T_STI2D-STL_02_Phys_Chimie_Tab_18

n2 Ox1 + n1 Réd2 n2 Réd1 + n1 Ox2

Exercice résolu

Énoncé

On introduit une plaque décapée en cuivre dans une solution de nitrate d’argent. On observe la formation d’un dépôt brillant d’argent sur la plaque de cuivre et la solution devient lentement bleutée, montrant la présence d’ions cuivre Cu2+.

1. Précisez les espèces chimiques mises en présence.

2. Une réaction chimique a lieu entre le cuivre métallique et les ions argent. Précisez le rôle des ions argent et du cuivre.

Indiquez alors les couples oxydant/réducteur auxquels appartiennent ces espèces et écrivez les demi-équations électroniques correspondantes.

3. En déduire l’équation-bilan de la réaction d’oxydoréduction se produisant.

Données : couples Cu2+(aq)/Cu(s) et Ag+(aq)/Ag(s)

Corrigé

1. La plaque de cuivre contient du cuivre métallique Cu(s). La solution aqueuse contient de l’eau H2O(l), des ions argent Ag+(aq) et des ions nitrate NO3(aq).

2. La réaction produit de l’argent métallique à partir d’ions argent, donc les ions argent ont reçu des électrons et ont été réduits : il s’agit donc d’une réaction d’oxydo-réduction.

Les ions argent sont donc oxydants, ils appartiennent au couple ion argent/argent métallique :

Ag+(aq)/Ag(s) : Ag+(aq) + e = Ag(s) (1)

Le cuivre est donc réducteur, il appartient au couple ion cuivre/cuivre métallique :

Cu2+(aq)/Cu(s) : Cu2+(aq) + 2e = Cu(s) (2)

3. La réaction a lieu entre les ions argent et le cuivre, l’équation bilan ne doit pas comporter d’électrons, car ils n’existent pas en solution. Ainsi, il faut multiplier la demi-équation électronique (1) par 2 pour faire apparaître 2 électrons et retourner l’équation (2), puisque c’est le cuivre métallique qui réagit :

PB_9782216133727_T_STI2D-STL_02_Phys_Chimie_Tab_5

Des ions cuivre sont formés et vont colorer progressivement la solution en bleu.

3Le fonctionnement d’une pile

A Le transfert direct d’électrons

Si on plonge une lame métallique de zinc dans un bécher contenant une solution d’ions cuivre Cu2+(aq), la lame se couvre progressivement de cuivre métallique et la solution se décolore. Deux couples oxydant réducteur interviennent : Cu2+(aq)/Cu(s) et Zn2+(aq)/Zn(s)

Une réaction d’oxydoréduction se produit entre le zinc et les ions cuivre selon :

Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s).

Un transfert d’électrons se produit directement entre le zinc et les ions cuivre.

B La constitution d’une pile du laboratoire

Il est possible de réaliser un transfert d’électrons, de manière indirecte, en réalisant une pile.

La pile permettant de reproduire la réaction précédente comporte :

– deux compartiments, appelés demi-piles contenant une solution ionique d’un ion métallique dans laquelle trempe une électrode métallique du même métal ;

– un pont salin permettant la circulation des ions entre les deux demi-piles. Ce pont salin est constitué d’une solution ionique gélifiée placée dans un tube en U ou d’un simple papier imbibé d’une solution ionique. Les ions présents dans le pont salin assurent la continuité électrique entre les deux solutions : des électrons ne pourraient pas passer directement.

12050_02_53_stdi

Cette pile met en jeu les deux couples Cu2+(aq)/Cu(s) et Zn2+(aq)/Zn(s)

C L’utilisation d’un appareil de mesure

Pour que le courant circule, la pile est connectée à un circuit électrique. Les électrons doivent alors circuler dans les fils électriques du circuit.

1. La mesure de la tension

La tension aux bornes de la pile est mesurée à l’aide d’un voltmètre numérique placé en mode continu.

La tension électrique s’exprime en volt de symbole V.

La tension électrique UAB entre deux points A et B est une grandeur algébrique.

Pour mesurer la tension électrique UAB, on utilise un voltmètre placé en dérivation du dipôle AB : la borne « V » du voltmètre est connectée en A et la borne « com » est connectée en B.

12050_02_54_stdi

La tension UAB est représentée sur le schéma par une flèche allant de B vers A.

Si la tension mesurée est positive, alors la borne « V » du voltmètre est connectée à la borne positive de la pile et la borne « com » est connectée à la borne négative de la pile : la tension entre la borne positive et la borne négative de la pile est positive.

Remarques

• La tension UBA entre le point B et le point A est l’opposé de la tension UAB =  UAB.

• La tension aux bornes d’un fil électrique est toujours nulle.

Inversement, si la tension mesurée est négative, alors la borne « V » du voltmètre est connectée à la borne négative de la pile et la borne « com » est connectée à la borne positive de la pile : la tension entre la borne négative et la borne positive de la pile est négative.

On obtient alors directement la polarité de la pile étudiée, ce qui indique quelle est la borne positive et la borne négative.

Exercice résolu

Énoncé

Un voltmètre est relié aux bornes d’une pile MN selon le schéma ci-contre :

12050_02_55_1_stdi

La valeur indiquée par l’afficheur numérique est 1,69 V.

1. Flécher la tension UMN.

2. Quelle est la borne positive de la pile ?

Corrigé

1. La flèche tension UMN est dirigée de N vers M :

12050_02_55_2_stdi

2. Comme la valeur lue est positive, la borne positive de la pile est le point relié à la borne « V » du voltmètre donc c’est M.

2. La mesure de l’intensité électrique

On utilise le sens conventionnel du courant pour orienter un circuit : le courant parcourt le circuit, à l’extérieur du générateur, de la borne positive à la borne négative.

L’intensité du courant s’exprime en ampère de symbole A.

L’intensité du courant électrique se mesure à l’aide d’un ampèremètre numérique, branché en série en mode continu dans la branche étudiée. L’intensité du courant a la même valeur en tout point d’un circuit en série ou d’une branche.

12050_02_56_stdi

Il faut toujours prendre le calibre le plus élevé de l’ampèremètre ou du voltmètre avant de réaliser les mesures.

L’indication lue est positive si le courant électrique arrive sur la borne « A » de l’ampèremètre.

Si la valeur lue est négative, c’est que le courant traverse l’ampèremètre de la borne « com » à la borne « A ».

L’utilisation d’un ampèremètre permet donc de déterminer facilement quelle est la borne positive de la pile.

Exercice résolu

Énoncé

Un ampèremètre est placé dans une branche PZ d’un circuit électrique en série relié à une pile, selon le schéma ci-contre :

12050_02_56bis_stdi

La valeur lue sur l’ampèremètre digital est 124 mA.

1. Dans quel sens circule l’intensité dans cette branche ?

2. Quel est le point relié à la borne positive de la pile ?

Corrigé

1. La valeur lue est négative, donc le courant rentre dans l’ampèremètre du côté « com », le sens conventionnel du courant est donc de Z vers P.

2. La borne Z est donc reliée à la borne positive de la pile.

D La polarité d’une pile : mise en évidence des réactifs

Si l’on connecte l’électrode de cuivre à la borne volt du voltmètre et l’électrode de zinc à la borne « com » du voltmètre, on mesure une tension positive.

12050_02_57_stdi

L’oxydation se fait sur l’électrode d’où sont issus les électrons, donc la borne négative. La réduction se produit sur l’autre électrode, qui reçoit les électrons, donc la borne positive.

Cette pile comporte deux demi-piles contenant les couples Cu2+(aq)/Cu(s) et Zn2+(aq)/Zn(s).

L’oxydation a lieu sur l’électrode négative, il y a oxydation du réducteur du couple, donc oxydation du zinc selon l’équation Zn = Zn2+ + 2 e.

La réduction a lieu sur l’électrode positive de cuivre, il y a donc réduction des ions Cu2+, ce qui conduit à un dépôt de cuivre métallique sur cette électrode selon l’équation :

Cu2+(aq) + 2 e = Cu(s).

La réaction globale se produisant dans la pile est donc :

Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)

C’est la même réaction que celle qui s’effectue spontanément entre une lame métallique de zinc et des ions cuivre en solution. La pile permet d’utiliser une partie de l’énergie chimique transformée en énergie électrique.

La transformation chimique correspond à la réaction entre l’oxydant d’un couple et le réducteur d’un autre couple. La réaction ne se fait pas directement entre les deux espèces (c’est pour cela que le transfert est indirect) sinon on ne pourrait pas extraire d’énergie électrique de cette réaction.

Exercice résolu

Énoncé

On plonge une lame de cuivre dans une solution d’ion argent. On observe un dépôt d’argent sur la lame de cuivre et la solution devient progressivement bleutée. La réaction se produisant spontanément est :

2Ag+(aq)+ Cu(s) 2Ag(s) + Cu2+(aq).

Il ne se produit rien lorsque l’on place une lame d’argent dans une solution d’ion cuivre.

On souhaite faire cette réaction au sein d’une pile afin de transformer une partie de l’énergie chimique en énergie électrique que l’on va transférer à un circuit électrique contenant un moteur.

1. Compléter sur le schéma ci-dessous, le nom de chaque lame métallique.

L’indication lue sur l’ampèremètre est + 45 µA. Le moteur ne fonctionne pas.

2. Quelle lame est la borne positive de la pile ? Quelle réaction d’oxydo-réduction s’y produit.

3. Quelle lame est la borne négative de la pile ? Quelle réaction d’oxydo-réduction s’y produit.

4. Compléter le schéma en indiquant les bornes + et de la pile.

5. Indiquer sur le schéma le sens de circulation des électrons et le sens conventionnel du courant.

6. En déduire l’équation globale de la réaction d’oxydo-réduction se déroulant dans cette pile. Comparer cette réaction à celle se déroulant spontanément dans un bécher.

7. Pourquoi le moteur ne fonctionne-t-il pas alors qu’un courant circule ? Pourrait-on réaliser ce genre de pile économiquement ?

Données : couples Cu2+(aq)/Cu(s) et Ag+(aq)/Ag(s)

12050_02_58_stdi

Corrigé

1. Voir le schéma. La lame d’argent métallique se trouve dans la solution d’ions argent et celle de cuivre métallique dans la solution d’ions cuivre.

2. Étant donné la valeur mesurée de l’intensité, qui est positive, le courant rentre dans l’ampèremètre par la borne « A », il provient donc de la lame d’argent, qui est donc la borne positive de la pile. Il s’y produit une réduction des ions argent selon la demi équation électronique : Ag+(aq) + e = Ag(s)

3. La lame de cuivre est la borne négative de la pile. Il s’y produit une oxydation du cuivre métallique dont la demi équation d’oxydo-réduction est : Cu(s) = Cu2+(aq) + 2e

4. Voir le schéma.

5. Voir le schéma.

6. L’équation globale de la réaction d’oxydo-réduction se déroulant dans cette pile est donc :

2Ag+(aq) + Cu(s) 2Ag(s) + Cu2+(aq)

On multiplie la demi-équation du couple Ag+/Ag par 2 pour qu’elle contienne autant d’électrons que celle du cuivre.

Cette réaction est la même que celle se déroulant spontanément dans un bécher.

7. Le moteur ne fonctionne pas car l’intensité du courant est trop faible. Cette pile ne peut pas être utilisée ainsi économiquement car l’intensité délivrée est trop faible et elle emploie des matériaux coûteux : argent, solution d’ions argent.

12050_02_59_stdi

Exercice résolu

Énoncé

On trouve ci-contre un exemple de pile saline.

12050_02_60_stdi

1. a. Quel est le métal relié à la borne négative de la pile ?

b. S’y produit-il une oxydation ou une réduction ? Écrire la demi-équation électronique associée.

2. a. Quelle électrode est reliée à la borne positive de la pile ?

b. S’y produit-il une oxydation ou une réduction ? Écrire la demi équation électronique associée en milieu acide concernant le couple MnO2(s)/MnO.

3. En déduire l’équation globale d’oxydoréduction se produisant au sein de cette pile saline.

Données : les couples mis en jeu sont Zn2+/Zn et MnO2(s)/MnO.

Corrigé

1. a. Le métal relié à la borne négative est le zinc.

b. Il se produit une oxydation à la borne négative d’une pile. La demi-équation électronique associée s’écrit : Zn = Zn2+ + 2e (1)

2. a. La tige en carbone est reliée à la borne positive de la pile.

b. Il se produit-il une réduction à la borne positive de la pile. La demi-équation électronique associée permet donc la réduction du dioxyde de manganèse MnO2 selon la demi-équation : MnO2 + 4 H+ + 4 e = MnO + 2 H2O (2)

3. Il faut multiplier la demi-équation (1) par 2 pour qu’elle contienne 4 électrons comme la seconde. On obtient alors l’équation globale d’oxydoréduction :

PB_9782216133727_T_STI2D-STL_02_Phys_Chimie_Tab_4

L’électrode de zinc est oxydée et permet donc la réduction du dioxyde de manganèse.

E La capacité d’une pile

Une pile transfère de l’énergie électrique au circuit. Il faut pouvoir établir un lien entre les quantités de réactifs mises en jeu et la quantité d’électricité qui va circuler.

La charge électrique Q est liée à l’intensité du courant électrique I délivrée et à la durée Δt pendant laquelle la pile débite.

1 h  = 3 600 s

1 j  = 24 h = 24 × 3 600

 = 86 400 s

Q = I.Δt où : Q : charge en coulomb (C)

 I : intensité électrique en ampère (A)

 Δt : durée en seconde (s)

Exercice résolu

Énoncé

Une pile saline débite un courant d’intensité I = 178 mA pendant une durée Δt = 4,0 h.

Calculer la charge Q débitée par la pile pendant cette durée.

Corrigé

Il faut convertir l’intensité en ampère et la durée en seconde :

I = 178 mA = 0,178 A et Δt = 4,0 h = 4 × 3 600 = 1,4 × 104 s.

On calcule alors la charge Q = I.Δt = 0,178 × 1,4 × 104 = 2,6 × 103 C.

Le Faraday F est la charge portée par une mole de charge élémentaire :

1 F = 9,65 × 104 C.mol1.

La charge électrique Q est liée à la quantité d’électrons ayant circulé dans le circuit électrique.

Q = ne F où :  Q : charge en coulomb (C)

ne : quantité d’électrons ayant circulé en mole (mol)

 F : faraday en coulomb par mol (C.mol1).

Pour pouvoir établir un lien entre les quantités de charge débitées par la pile et les quantités de réactifs consommés, il faut construire un tableau d’avancement dans lequel on ajoute une colonne pour la quantité de charges électriques créées.

PB_9782216133727_T_STI2D-STL_02_Phys_Chimie_Tab_17

La quantité d’électrons ne est ici égale à 2x, car lorsque x mol de zinc sont réduites, il faut deux fois plus d’électrons d’après la demi-équation d’oxydoréduction : Zn(s) = Zn2+(aq) + 2e.

12822_08_01_stdi

Exercice résolu

Énoncé

Une pile fonctionne spontanément selon l’équation précédente :

Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s).

Elle débite un courant I = 15 mA dans un circuit électrique pendant une durée :

Δt = 5 h 30 min.

1. Calculer la charge Q ayant circulé.

2. En déduire la quantité d’électrons mise en jeu.

3. Déterminer la valeur de l’avancement x de la réaction au bout de cette durée Δt.

4. Trouver alors la quantité et la masse de zinc m ayant disparu.

Données : M(Zn) = 65,4 g.mol.1, 1 F = 9,65 × 104 C.mol1.

Corrigé

1. La charge Q s’écrit Q = I.Δt, on convertit I = 15 × 103 A et Δt = 5 × 3 600 + 30 × 60 = 2,0 × 104 s soit Q = 15 × 103 × 2 × 104 = 3,0 × 102 C. Il faut limiter le nombre de chiffres significatifs du résultat à deux chiffres.

2. La charge Q s’exprime aussi par Q = ne F, donc ne = QF = 3,0×1029,65×104 = 3,1 × 103 mol.

3. D’après le tableau d’avancement précédent, ne = 2x, ainsi x = ne2 = 1,5 × 103 mol.

4. D’après le tableau d’avancement, la quantité de zinc a diminué de x mol, soit 1,5 × 103 mol. La masse de zinc m ayant disparu est calculée en multipliant la masse molaire du zinc par la quantité de zinc ayant disparu : m = x M(Zn) = 1,5 × 103 × 65,4 = 0,10 g.

4Les accumulateurs

A Le fonctionnement

Un accumulateur est une pile pouvant être rechargée. On trouve des accumulateurs dans les voitures, les camions, les motocyclettes (accumulateurs au plomb).

Lorsqu’un accumulateur se décharge, il fonctionne comme une pile : de l’énergie chimique est transformée en énergie électrique et en énergie thermique.

Lorsque l’on charge un accumulateur à l’aide d’énergie électrique, on reforme de l’énergie chimique ; il y a souvent de l’énergie thermique dissipée au cours de la charge car les accumulateurs ont une résistance interne (appelée impédance). Pour recharger l’accumulateur, il faut relier la borne positive de l’accumulateur à la borne positive d’un générateur extérieur, et la borne négative à la borne négative du même générateur.

B Les conditions optimales d’utilisation

La capacité de charge électrique, appelée aussi capacité de l’accumulateur est la charge électrique Q pouvant être fournie par l’accumulateur complètement chargé pendant un cycle complet de décharge. Sa valeur initiale théorique est indiquée par le constructeur en Ah ou en mA.h.

En effet, 1,0 A.h correspond bien à une charge électrique Q = I.Δt = 1,0 × 3 600 = 3 600 C.

L’intensité de décharge maximale, exprimée en ampère, peut être très supérieure à l’intensité indiquée sur l’accumulateur.

L’énergie disponible est l’énergie stockée dans la batterie. Elle est égale à sa charge électrique multipliée par la tension moyenne sous laquelle cette charge est déchargée. L’énergie stockée se mesure en général en watt.heure (Wh), bien que l’unité officielle soit le joule (J).

Le courant de charge maximum est indiqué en ampère.

Il est possible d’associer plusieurs accumulateurs en série afin d’augmenter la tension aux bornes de l’ensemble. En associant 6 accumulateurs au plomb en série, ayant chacun une tension de 2,25 V, on obtient une batterie ayant une tension de 13 V.

Exercice résolu

Énoncé

La batterie d’une voiture est un accumulateur au plomb constitué de deux électrodes en plomb Pb(S) dont l’une est recouverte de dioxyde de plomb PbO2(s). L’ensemble est immergé dans une solution concentrée d’acide sulfurique 2H+(aq) + SO42(aq).

Lorsque la voiture démarre, l’accumulateur fonctionne comme une pile.

1. On simplifie l’étude, en considérant que les couples mis en jeu sont Pb2+(aq)/Pb(s) et PbO2(s)/Pb2+(aq). Écrire les demi-équations électroniques associées à ces deux couples.

2. L’accumulateur est schématisé ci-contre. Flécher les sens de circulation des porteurs de charge dans les fils de connexion et dans la solution d’acide sulfurique.

12050_02_61_1_stdi

3. Justifier que l’équation de la réaction modélisant la transformation chimique qui a lieu lors du démarrage de la voiture peut s’écrire : Pb(s) + PbO2 (s) + 4 H+(aq) = 2 Pb2+(aq) + 2H2O(l).

4. La batterie comporte l’information 90 Ah.

a. Déterminer la capacité de charge disponible.

b. Déterminer la variation de masse de l’électrode recouverte de PbO2 si la batterie se décharge complètement.

5. Lorsque la voiture roule, la batterie se recharge grâce à l’alternateur associé à un système de redressement du courant, ce qui alimente la batterie en courant continu.

En déduire, sur le schéma ci-contre, le sens de circulation du courant électrique et si une oxydation ou une réduction a lieu sur chaque électrode.

Un accumulateur au plomb

12050_02_61_2_stdi

6. Sachant que les mêmes couples oxydant/réducteur interviennent lors du démarrage de la voiture et lorsqu’elle roule, écrire l’équation de la réaction modélisant la transformation chimique qui a lieu lors de la recharge de la batterie.

Données : 1 F = 9,65 × 105 C.mol1   M(PbO2) = 239 g.mol1

Corrigé

1. Les demi-équations électroniques associées aux deux couples sont :

Pb2+(aq)/Pb(s) : Pb2+(aq) + 2 e = Pb(s)

et PbO2(s)/Pb2+(aq) : PbO2(s) + 4 H+(aq) + 2 e = Pb2+(aq) + 2H2O(l).

2. Dans les fils électriques, les porteurs de charges sont les électrons, ils circulent à l’envers du sens conventionnel du courant. Dans la solution d’acide sulfurique, les porteurs de charges sont les ions : les cations, chargés positivement, se déplacent dans le même sens que le courant, alors que les anions se déplacent dans le même sens que les électrons.

12050_02_62_stdi

3. Il se produit une réduction sur l’électrode positive de la pile, donc sur l’électrode de plomb recouverte de PbO2 : la demi-équation est donc :

PbO2(s) + 4 H+(aq) + 2 e = Pb2+(aq) + 2H2O(l).

L’autre électrode, négative, est siège d’une oxydation : Pb(s) = Pb2+(aq) + 2 e. Chaque demi-équation met en jeu deux électrons, il suffit de les ajouter pour trouver l’équation de la réaction : Pb(s) + PbO2 (s) + 4 H+(aq) = 2 Pb2+(aq) + 2H2O(l).

4. a. La capacité de charge est Q = 90 × 3 600 = 3,3 × 105 C.

b. La capacité est liée à la quantité de matière d’électrons ne circulant dans le circuit :

Q = ne.F, ainsi n= QF = 3,3×1059,65×105 = 0,34 mol.

D’après la demi équation PbO2(s) + 4 H+(aq) + 2 e = Pb2+(aq) + 2H2O(l), il faut 2 électrons pour réduire 1 PbO2, donc avec n= 0,34 mol d’électrons, on pourra réduire :

0,34/2 = 0,17 × 102 mol de PbO2.

Or la masse de PbO2 (g) = masse molaire (g/mol) × Qté de matière (mol) = 239 × 0,17  = 40 g. Il y a donc diminution de 40 g de PbO2 à l’électrode positive.

5. Lors de la recharge, il faut brancher l’accumulateur sur un générateur de tension continue. La borne positive de l’accumulateur est reliée à la borne positive du générateur. Le sens de circulation du courant électrique est indiqué sur le schéma ci-contre.

12050_02_64_stdi

6. Les demi-équations sont simplement inversées sur chaque électrode : l’électrode de plomb reçoit les électrons, elle est donc le siège d’une réduction : Pb2+(aq) + 2 e = Pb(s).

Alors que la plaque de plomb recouverte de PbO2 est le siège d’une oxydation :

Pb2+(aq) + 2H2O(l) = PbO2(s) + 4 H+(aq) + 2 e.

L’équation bilan est donc inversée par rapport au fonctionnement de la batterie en tant que pile : 2 Pb2+(aq) + 2H2O(l) = Pb(s) + PbO2 (s) + 4 H+(aq). La batterie se recharge lorsque le véhicule roule.