Exercice corrigé Ancien programme

Deux piles à combustible

Le moteur thermique étant très certainement appelé à disparaître, les constructeurs automobiles recourront probablement au « tout électrique » ou à une motorisation hybride mettant en jeu une pile à combustible.

Doc 1

Une pile à combustible (PAC) est un assemblage de cellules élémentaires, comprenant deux électrodes contenant un catalyseur (le plus souvent du platine), séparées par un électrolyte, dont le rôle est de permettre la migration des ions d'une électrode à l'autre.

Le comburant est du dioxygène. Le combustible est le plus souvent du dihydrogène.

Ce combustible, gazeux à température ambiante et inflammable, pose des problèmes de stockage.

Un autre combustible possible est le méthanol. Ce combustible est certes toxique, mais liquide à température ambiante. Il est principalement produit à partir de gaz naturel. On se dispense ainsi du problème de stockage du dihydrogène. Une telle pile à combustible est appelée DMFC (Direct Methanol Fuel Cells).

L'électrolyte utilisé est acide.

Partie A. La pile au méthanol

Nous allons nous intéresser à la réaction dans les DMFC.

La pile débite un courant à travers un dipôle ohmique de résistance R selon le schéma ci-dessous.

L'équation associée à la réaction lorsque la pile débite est :

1. Les couples oxydant/réducteur mis en jeu sont :

et .

a. Écrire les demi-équations électroniques rendant compte des transformations se produisant à chaque électrode.

b. Préciser à quelle électrode a lieu chaque réaction et indiquer s'il s'agit d'une oxydation ou d'une réduction.

2. Indiquer la polarité des électrodes sur le schéma de la pile à combustible ci-dessus et représenter le sens de circulation des électrons dans le circuit extérieur, lorsque la pile fonctionne.

3. Le platine est un catalyseur de la réaction. Définir la notion de catalyseur.

Partie B. La pile à hydrogène

Doc 2

Le principe des piles à combustible a été découvert par l'électrochimiste William Grove en 1839, mais leur utilisation réelle ne date que des années 1960, à l'occasion des programmes spatiaux de la NASA.

Ces piles alimentaient en électricité les ordinateurs de bord des vaisseaux Gemini et Apollo et fournissaient l'eau de consommation.

En effet, par comparaison aux piles salines et alcalines, les piles à combustible, type hydrogène-oxygène, présentent deux avantages : faire appel à des réactifs (dioxygène de l'air et dihydrogène) disponibles en grande quantité et être non polluantes car libérant de l'eau.

Le principe de fonctionnement est simple : la cellule de réaction est composée de deux électrodes séparées par un électrolyte (par exemple, l'acide phosphorique H3PO4). Elle est alimentée en dihydrogène et en dioxygène en continu.

Le fonctionnement de la pile repose sur une réaction d'oxydoréduction au niveau des électrodes.

Le réactif qui est réduit est appelé le « combustible » de la pile.

Données.

  •  Masses molaires atomiques :   .
  •  Constante d'Avogadro : .
  •  Charge électrique élémentaire : .
  •  Faraday : .

1. Schéma de la pile à combustible

a. Quelle est la nature des porteurs de charges à l'extérieur de la pile ?

b. Légender le schéma de la pile ci-dessus en indiquant le sens conventionnel de circulation du courant électrique I et le sens de circulation des porteurs de charges, à l'extérieur de la pile (en ajoutant des flèches bien orientées).

2. Étude de la réaction

Les couples d'oxydoréduction mis en jeu dans la réaction sont :

et

a. Écrire les demi-équations électroniques pour chaque couple mis en jeu, quand la pile débite.

b. En déduire l'équation de la réaction modélisant la transformation ayant lieu dans la cellule.

c. Parmi les espèces chimiques présentes dans les couples, laquelle constitue le combustible ? Justifier la réponse en définissant la réaction de réduction.

d. Préciser le nom de l'électrode où se produit la réduction. Cette électrode est-elle le pôle positif ou le pôle négatif de la pile ?

3. Le réservoir

Dans un véhicule motorisé fonctionnant grâce à une pile à combustible, on estime à 1,5 kg la masse de dihydrogène nécessaire pour parcourir 250 km.

a. Calculer la quantité de matière de dihydrogène correspondant à cette masse, puis le volume de dihydrogène V(H2) en m3, dans les conditions où le volume molaire Vm est égal à .

b. Proposer un moyen de réduire l'espace occupé par ce gaz, à température ambiante, pour la quantité de matière n de gaz calculée à la question b. Justifier la réponse à l'aide de la loi des gaz parfaits :

.

P est la pression du gaz  V son volume  n la quantité de matière de gaz 
R la constante des gaz parfaits et T la température du gaz.

Partie A. La pile au méthanol

1. a. Pour le couple , on a la demi-équation suivante :

Pour le couple , on a :

On demande les équations des réactions se produisant aux électrodes, il faut donc les écrire dans le sens dans lequel elles se font aux électrodes. Il faut identifier les réactifs : ici méthanol et dioxygène d'après le texte ou le schéma.

b. Par définition on a réduction à la cathode et oxydation à l'anode. Par conséquent :

– l'électrode où se trouve le méthanol est l'anode car le méthanol est un réducteur donc il subit une oxydation 

– l'électrode où se trouve le dioxygène est la cathode car O2 est un oxydant donc il subit une réduction.

Moyen mnémotechnique pour se rappeler le nom des électrodes :

l Cathode commence par un C comme dans réduCtion 

l Anode commence par un A comme dans oxydAtion.

2. Dans une pile, l'électrode à laquelle sont formés les électrons est l'électrode négative et celle à laquelle arrivent les électrons par le circuit extérieur est le pole positif.

L'électrode du méthanol est donc le et l'électrode de l'oxygène est le
.

À l'extérieur de la pile, les électrons migrent du au .

3. Un catalyseur est une espèce chimique permettant d'accélérer une réaction chimique. Il n'est ni consommé, ni formé par cette réaction.

Partie B. La pile à hydrogène

1. a. Ce sont les électrons qui sont porteurs de charge dans les métaux donc à l'extérieur de la pile.

b. Le sens conventionnel du courant va de la à la .

Les électrons vont de la à la .

2. a. Les demi-équations aux électrodes sont :

(1)

et (2)

b. La transformation ayant lieu dans la cellule de réaction est :

c. D'après le document 2, le combustible est le réactif qui subit une réduction, il s'agit donc de l'oxygène. En effet la réduction est un gain d'électron : il s'agit de la réaction (2).

d. La réduction se produit à la cathode  il s'agit là de l'électrode positive (voir schéma). Le gain d'électron se produit effectivement à l'électrode positive puisque ceux-ci migrent vers la de la pile.

3.a. La quantité de dihydrogène est donnée par :

.

b. Le volume molaire est le volume occupé par une mole de gaz, on a donc :

Ce volume est trop important pour être embarqué en voiture. Cependant, d'après la loi des gaz parfaits, en augmentant la pression d'un gaz on peut en diminuer le volume. Pour une quantité de matière n donnée, à température ambiante (fixe) on a :

, soit .

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