EXERCICE I. La pile sous toutes ses faces (6,5pts)
EXERCICE I. LA PILE SOUS TOUTES SES FACES (6,5 points). Amérique du sud
11/2008 http://labolycee.org. Depuis la découverte de la pile par Alessandro ...
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EXERCICE I. LA PILE SOUS TOUTES SES FACES (6,5 points)
Amérique du sud 11/2008 http://labolycee.org
Depuis la découverte de la pile par Alessandro Volta en 1800, de nombreux scientifiques ont cherché (et cherchent encore) à fabriquer des piles de plus en plus performantes (transport plus facile, encombrement plus faible, durée de fonctionnement plus longue, intensité débitée plus grande...).
On se propose dans cet exercice détudier quelques caractéristiques de trois modèles de piles :
une pile "classique ", celle de J. Daniell ;
un accumulateur rechargeable ;
une pile à combustible.
Les trois parties de cet exercice sont indépendantes.
1. La pile Daniell.
Conçue en 1836 par le physicien britannique John Daniell, elle met en jeu les deux couples Zn2+(aq) / Zn(s) et Cu2+(aq) / Cu(s). Elle offre lavantage sur la pile de Volta de délivrer un courant constant. Initialement, les deux solutions étaient séparées par une paroi en terre poreuse. Cette paroi fut remplacée par une feuille de parchemin permettant à la pile de débiter un courant plus intense.
Le modèle présenté sur la feuille annexe, à rendre avec la copie, est constitué de deux demi-piles reliées par un pont salin au nitrate de potassium K+(aq) + NO3(aq).
Les solutions aqueuses de sulfate de zinc et de sulfate de cuivre utilisées ont la même concentration molaire en ions zinc et en ions cuivre : [ Cu2+ ] = [ Zn2+ ] = 1,0 mol.L-1
Lélectrode positive de cette pile est lélectrode de cuivre.
1.1. Légender le schéma de la figure 1 de la feuille en annexe, à rendre avec la copie, en indiquant :
la nature de chaque électrode ;
la nature des ions métalliques présents dans les béchers ;
le sens conventionnel du courant et le sens du mouvement des électrons.
1.2. Écrire les équations des réactions qui se produisent aux électrodes en précisant pour chacune delles sil sagit
dune oxydation ou dune réduction.
1.3. En déduire léquation de la réaction de fonctionnement de la pile.
1.4.1. Donner lexpression littérale du quotient de réaction associé à la réaction dont léquation a été donnée en réponse à la question 1.3.
1.4.2. Calculer sa valeur Qr,i , dans létat initial du système.
1.4.3. Cette valeur est-elle en accord avec la polarité de sa pile indiquée dans lénoncé ? Justifier.
Donnée : Pour la réaction déquation Cu2+(aq) + Zn(s) = Cu(s) + Zn2+(aq), la constante déquilibre vaut K =1,9(1037.
1.5. Comment évoluent les concentrations des ions métalliques dans chacun des béchers ?
1.6. En déduire le sens du mouvement des ions présents dans le pont salin.
2. Laccumulateur au plomb.
Laccumulateur au plomb a été inventé en 1859 par Gaston Planté. Robuste et bon marché, il peut débiter des courants de très grandes intensités (plusieurs centaines dampères). Cest pourquoi il est utilisé pour alimenter les démarreurs des moteurs thermiques (voitures et camions).
Un élément daccumulateur est constitué de deux électrodes, lune en plomb Pb(s), lautre en plomb recouverte doxyde de plomb PbO2(s). Ces deux électrodes sont immergées dans une solution aqueuse dacide sulfurique.
Léquation de la réaction de fonctionnement de laccumulateur en générateur sécrit :
PbO2(s) + 4 H+(aq) + Pb(s) = Pb2+(aq) + Pb2+(aq) + 2 H2O(l)
2.1. Identifier les deux couples oxydant/réducteur qui interviennent dans le fonctionnement de ce générateur.
On sintéresse dans ce qui suit à la charge de laccumulateur.
Lors de la charge, laccumulateur joue le rôle délectrolyseur. Un générateur de charge, de force électromotrice supérieure à celle de laccumulateur impose le sens du courant (voir figure 2 de la feuille en annexe, à rendre avec la copie).
2.2. Sur la figure 2, indiquer lanode et la cathode de laccumulateur.
2.3. La transformation est-elle spontanée ou forcée ?
2.4. Écrire léquation de la réaction chimique qui modélise dans le sens direct la transformation chimique qui se produit lors de la charge.
2.5. Comment évolue le quotient de cette réaction par rapport à la constante déquilibre lors de cette transformation ?
3. La pile à combustible à hydrogène
Si le principe de la pile à combustible est connu depuis 1839 (C. Schönbein puis William R. Grove), ce nest que dans les années 1950 que Francis T. Bacon réalise les premiers prototypes. Les piles à hydrogène alimentaient en électricité les missions Apollo qui permirent aux astronautes américains de se poser sur la Lune. Elles équipent encore actuellement les navettes spatiales. Convertisseur dénergie non polluant, la pile à hydrogène serait le générateur idéal des voitures à moteur électrique mais le coût de fabrication élevé (les électrodes contiennent du platine qui joue le rôle de catalyseur) et la difficulté de stocker
le dihydrogène freinent son développement.
Une cellule de pile à hydrogène est constituée de deux électrodes poreuses séparées par un électrolyte (acide dans le cas présent).
À la borne négative, le dihydrogène réagit suivant léquation :
H2(g) = 2 H+(aq) + 2 e
À la borne positive, le dioxygène réagit suivant léquation :
O2(g) + 4 H+(aq)+ 4 e = 2 H2O(l)
Léquation de fonctionnement de la pile sécrit alors :
O2(g) + 2 H2(g) = 2 H2O(l)
Des essais montrent quune voiture munie dun moteur électrique alimenté par une pile à hydrogène consomme 2,5 kg de dihydrogène pour parcourir 500 km en 6 h 40 min.
3.1. Calculer la quantité de matière de dihydrogène consommée pendant la durée du trajet.
3.2. En déduire la quantité délectrons (en mol) qui circule dans le circuit extérieur (on pourra saider dun tableau descriptif de lévolution du système).
3.3. Calculer la quantité délectricité totale débitée par la pile, puis lintensité du courant, supposée constante pendant la durée du trajet.
Remarque : lintensité calculée, très grande, ne correspond pas à la réalité car, dans une voiture, plusieurs éléments de pile sont montés en série.
Données : Masse molaire atomique de lhydrogène M(H) = 1,00 g.mol-1
1 faraday (1F) = 9,65(104 C.mol-1
Constante dAvogadro : NA =6,02 ( 1023 mol-1
Charge électrique élémentaire : e = 1,60 ( 10 19 C
ANNEXE DE LEXERCICE I :
À RENDRE AVEC LA COPIE
électrolyte
H+(aq)
H2(g)
O2(g)
vapeur deau
électrodes poreuses
vapeur deau
+
Accumulateur au plomb
Figure 2
Générateur (chargeur)
i
+
Figure 1
EMBED Equation.DSMT4
EMBED Equation.DSMT4
EMBED Equation.DSMT4
ions
..
ions
..
résistance
R
+
