Exercices / 3CHOS / 2018-2019

Électrochimie

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Table des matièresSérie 13

Comprendre le fonctionnement d’une pile/ batterie et trouver quelques avantages/inconvénientsd’une évolution vers le ‘’tout’’ électriqueConnaître quelques piles importantes dans l’histoireDévelopper l'esprit critique

Série 14Rappel sur l'oxydoréduction (oxydant. réducteur,réduction, oxydation, etc.)Prévoir les réactions (qui oxyde quoi ?)Introduire la notion de pouvoir oxydant/réducteur et de classement en fonction des potentiels (E0) d'oxydoréduction des couples redox

Série 15Déterminer les réaction qui ont lieu spontanément à l'aide des potentiels standards d'oxydoréduction des couples redoxUtiliser les potentiels pour résoudre un problème pratique (en laboratoire/vie courante)Écrire les équations complètes (sous forme ionique et moléculaire) d'oxydoréduction

Série 16Expliquer le fonctionnent d'une pile (schéma, légendes, réactions,etc. )Calculer le potentiel d'une pile

Série 17Comprendre et expliquer la corrosion des métaux et la manière de protéger les métaux de la corrosion

Série 18 Chimie / 3e / Électrochimie / avril 2016Expliquer le but et le fonctionnent de l’électrolyseUtiliser la loi de Faraday pour calculer la masse de substance fabriquée

Série supplémentaireExpliquer le fonctionnent de diverses piles

www.dcpe.net/ eleve/ volt1234

Série 13 Objectifs

✔ Comprendre le fonctionnement d’une pile/ batterie et trouver quelques avantages/inconvénients d’une évolution vers le ‘’tout’’ électrique

✔ Connaître quelques piles importantes dans l’histoire

✔ Développer l'esprit critique ▶ exercices

Ex.1

Les batteries/piles dans l’histoire

De la pile de Volta(une des premières,premier exercice)

À la batterielithium ion

( une des pluscourante

actuellementdernier exercice)

Source(modifiée) : http://gvallver.perso.univ-pau.fr/doc/BatterieLiion.pdf

PILE VOLTA Il s'agit de la première pile construite par Volta en 1800. Il s'agissait d'un empilement derondelles de cuivre et de zinc, séparées par du feutre imbibé d'une solution acide.Voici la réaction globale Zn + 2 H+ → Zn2+ + H2

Complétez le croquis enindiquant la cathode,l’anode et lesréactions aux deuxélectrodes.Indications : L'électrode sur laquelle a lieu

l'oxydation s'appelle l'anode(borne négative dans le casdes piles).

L'électrode sur laquelle a lieula réduction s'appelle lacathode (borne positive dansle cas des piles).Source: http://tpe-pille-lla.e-monsite.com/pages/pile-electrique/page.html

3CHOS / Électrochimie / Février 2019

Ex.2Eco-véhicules

Descriptif : 22 modèles à construire qui fonctionnent avec un moteur à pile à combustible recyclable

et non toxique pour l’environnement. Il suffit d’insérer des plaques de magnésium dans lesdeux compartiments à piles puis de les remplir d'eau salée. La réaction chimique va produire de l'énergie et permettre au véhicule d'avancer. Lorsque le pile est épuisée, les plaques métalliques (Mg) peuvent être retirer et la poudre blanche que l'on obtient est del'hydroxyde de magnésium qu'on utilise contre les maux d'estomac. L'énergie produite peut également recharger une pile. Une autonomie de 34 heures par pile! Il est aussi possible d'en fabriquer avec de l'aluminium de cuisine. Notice illustrée en couleurs.

http://www.cultura.com/eco-vehicules-eco-vehicules-4716503473635.html

a) Expliquez le fonctionnement de ce véhicule.b) Commentez et portez un regard critique sur ce descriptif.

Ex.3 L'accumulateur au plomb

Les réactions aux électrodes étant presque parfaitement réversibles, cet accumulateur est rechargeable.Son seul inconvénient est son poids ainsi que l'électrolyte liquide H2SO4 1M. Contenant du plomb, il est, bien sûr, recyclé. Réaction globale :

Pb + PbO2 + 2 H2SO4 ⇌ 2 PbSO4 + 2 H2O

a) Expliquez le fonctionnement de l'accumulateur à l'aide des schémas ci-dessous b) Il y 6 compartiments qui fournissent chacun env. 2 V. Quel tension fournit une batterie de

voiture ?

Source : https://opentextbc.ca/chemistry/chapter/17-5-batteries-and-fuel-cells/

Ex.4 La pile Leclanché

Inventée en 1868 par Leclanché. Encore très utilisée aujourd'hui, elle a l'avantage d'êtrebon marché, mais sa tension varie beaucoup en fonction de la décharge. Contenant souvent un peu de mercure, elle doit être, comme toutes les piles, récupérée.Réaction globale dans la pile :

Zn + 2 NH4Cl + 2 MnO2 → ZnCl2·2NH3 + Mn2O3 + H2O

Complétez la représentation de la pile en indiquant la cathode,l’anode et les réactions aux deux électrodes.

Ex.5 Batterie lithium ion

a) Que signifie: lithium ion?

Principe des batteries au litium:Les batteries fonctionnent en échangeant des ions litium entre les électrodes et à l’aide dumouvement des électrons. L’ion lithium est un ion très petit et a des bonnes propriétés pourfaire fonctionner une batteries par échange d’ions.<< Les réactions électrochimiques permettant le fonctionnement d'un accumulateur forcent ledéplacement d'ions lithium d'une électrode vers l'autre. En phase de décharge, l'ion Li+ estlibéré par une matrice de graphite pour laquelle il a peu d'affinité et se déplace vers un oxydede cobalt avec lequel il a une grande affinité. Lors de la charge, l'ion Li+ est relâché parl'oxyde de cobalt et va s'insérer dans la phase graphitiquea. Lors de la décharge del'accumulateur, cela se traduit par les équations chimiques suivantes :

À l'électrode en oxyde de cobalt (+) : Li+ + é → Li (équation simplifiée)

À l'électrode en carbobne (-) : Li → Li+ + é (équation simplifiée)

Lors de la charge, les équations sont à considérer dans l'autre sens. Le processus de charge est limité par

la sursaturation de l'oxyde de cobalt et la production d'oxyde de lithium Li2O qui n'est plus

susceptible de restituer l'ion Li+. >>

Source : https://fr.wikipedia.org/wiki/Accumulateur_lithium-ion

b) Complétez le schéma avec les informations ci-dessus.

Source : http://gvallver.perso.univ-pau.fr/doc/BatterieLiion.pdf

c) Commentez les différents schémas.

Source(modifiée) : http://gvallver.perso.univ-pau.fr/doc/BatterieLiion.pdf

Source : https://opentextbc.ca/chemistry/chapter/17-5-batteries-and-fuel-cells/

d) Liens possibles avec la géographie: Où trouvre-t-on du lithium? Quel sont les avantages/inconvénients par rapport aux autres types de stockage de l’électricité? Etc.

Liens: - https://www.actu-environnement.com/ae/news/2050-lithium-32371.ph

- https://fr.wikipedia.org/wiki/Lithium

Série 14

Objectifs✔ Rappel sur l'oxydoréduction (oxydant. réducteur,réduction, oxydation, etc.)✔ Prévoir les réactions (qui oxyde quoi ?)✔ Introduire la notion de pouvoir oxydant/réducteur et de classement en fonction des potentiels

(E0) d'oxydoréduction des couples redox ▶ exercices

Lorsque l'on place un morceau de zinc dans unesolution aqueuse de cuivre (II), du cuivremétallique se dépose sur le zinc tandis qu'unepartie de celui-ci se dissout. Lorsque l'on place un morceau de cuivre dansune solution aqueuse de zinc (II), rien sepasse.

Soit les réactions : Zn + Cu2+ ⇌ Zn2+ + Cu

a) Les réactions sont-elles spontannées dans les deux sens? Expliquez.b) Donnez l’équation de réduction et d’oxydation lors de la réaction spontannée. Donnez le couples redox.c) Comment est-il possible de faire réagir le cuivre métallique et la solution de zinc (II) ?

3CHOS / Électrochimie / Février 2019

Classification qualitative des couples redoxSi les réactions d’oxydation et de réduction sont réversibles, elles ne le sont pas dansn’importes quelles conditions. Cela dépend du pouvoir d’oxydation ou de réduction dessubstances mises en réaction.Nous étudierons plusieurs couples et vérifierons expérimentalement quelles sont lesespèces qui réagissent spontanément entre elles. L’objet de l’étude est de connaître lesens de la réaction spontanée entre 2 couples oxydant/réducteur.Prenons, par exemple, les couples : Zn2+/Zn, Cu2+/Cu, Ag+/Ag et Mg2+/Mg et préparons 5solutions aqueuses contenant les ions suivants :

Zn2+ Cu2+ Ag+ Mg2+

Introduisons dans chacune de ces solutions le métal correspondant aux 4 autres coupleset voici les résultats obtenus.

Résultats Les résultats sont notés : + (lorsque une réaction d’oxydoréduction a lieu) - (pas de réaction)

Ion/Métal Ag Cu Zn Mg

Ag+ + + +

Cu2+ - + +

Zn2+ - - +

Mg2+ - - -

d) Quelle est la substance la plus oxydante ?e) Classez-les dans l’ordre décroissant du pouvoir oxydant (du plus au moins oxydant).f) Quelle est la substance la plus réductrice?g) Classez-les dans l’ordre croissant du pouvoir réducteur.

Cette classification appelée classification électrochimique des métaux peut êtregénéralisée à d’autres couples. Elle permet de prévoir le sens des réactions d’oxydationspontanée entre 2 couples oxydant/réducteur.

h) Classez-les substances précédentes sur les échelles ci-dessous

Échelles

i) Comparez avec les potentiels standards d’oxydoréduction de la table CRM (CRM, p.225) et complétez :

- un potentiel élevé indique :

- un potentiel bas indique :

Série 15

Objectifs✔ Déterminer les réaction qui ont lieu spontanément à l'aide des potentiels standards

d'oxydoréduction des couples redox ✔ Utiliser les potentiels pour résoudre un problème pratique (en laboratoire/vie courante)✔ Écrire les équations complètes (sous forme ionique et moléculaire) d'oxydoréduction

▶ exercices

Ex.1Écrivez les réactions d'oxydoréduction réalisables à partir des couples redox suivants :

a) Al3+ /Al0 et Cr3+/Cr0 (E0 = 0,71 V)b) Cu2+/Cu0 et Br2/2Br–

c) Fe3+/Fe2+ et Sn4+/Sn2+

Ex.2Soit les couples redox suivants :

a) Hg2+/Hg+ et Fe3+/Fe2+ en milieu sulfurique.

b) Au3+/Au0 et Fe3+/Fe2+ en milieu chlorure Cl–.

c) MnO4–/Mn2+ et Cl2/2Cl– MnO4

– est sous forme de permanganate de potassium. Milieu chlorure Cl–.

d) I2/I– et Fe3+/Fe2+ Ions associés : K+; Cl–

-Écrivez les réactions d'oxydoréductions complètes et équilibrées sous forme ionique dans les 4 cas.

- Écrivez les réaction globales sous forme moléculaire à l'aide des ions indiqués.

Ex.3Soient les réactions de réduction : Fe3+ + 1 e– → Fe2+

Cr2O72 – + 14 H+ + 6 e– → 2 Cr3+ + 7 H2O E0 = +1,33 V

a) Écrivez la réaction d'oxydoréduction complète et équilibrée sous forme ionique.b) Écrivez la réaction globale sous forme moléculaire sachant que les ions associés sont K+

et Cl–.

Ex.4Utilisez le tableau des potentiels standards de réduction pour choisir un réactif capable d’effectuer les réactions suivantes :

a) oxydation de Br– en Br2 mais non celle de Cl– en Cl2b) oxydation de Mn en Mn2+ mais non celle de Ni en Ni2+

c) réduction de Fe3+ en Fe2+ mais non celle de Fe2+ en Fe

3CHOS / Électrochimie / Février 2019

Ex.5

Vous portez des bijoux en argent. Pouvez-vous travailler avec des solutions d'acide nitrique (HNO3) ?

Ex.6Soient la situation suivante:

a) Quelles sont les réactions envisageables ? b) Quelles sont celles qui ont effectivement lieu?

Ex.7Peut-on conserver une solution de HCl :

a) dans un récipient en cuivre ? b) dans un récipient en zinc ?

Indication : trouvez les réactions envisageables et ensuite celles qui ont effectivement lieu.

Ex.8Peut-on relier les conduites d'eau chaude de chauffage en cuivre directement à un radiateur en acier (Fe) ?

Série 16

Objectifs✔ Expliquer le fonctionnent d'une pile (schéma, légendes, réactions,etc. )✔ Calculer le potentiel d'une pile

▶ exercices

Ex.1Pile hydrogène - zinc

Dans cette pile, les conditions sont standard également. A l'aide d'un voltmètre, dont la borne négative est reliée à la demi-pile 2H+/H2, on mesure une différence de potentiel de : – 0,76 V.On dira que le potentiel de réduction standard E0 du couple Zn2+/Zn0 est de : – 0,76 V.

a) Complétez le schéma de la pile ci-dessus (sens des électrons, réactions aux électrodes,anode, cathode. Déplacement des ions dans le pont salin) et le résumé des réactions ci-dessous:

Dans cette pile :

le zinc ………………. : ………………………………………….….

l'hydrogène ………………… : ………………………………………..……

3CHOS / Électrochimie / Mars 2019

Ex.2Pile Daniell : cuivre - zinc

a) Complétez le texte ci-dessous et le schéma de la pile ci-dessus:

Lorsqu'on associe, dans les conditions standard, une demi-pile Cu2+/Cu avec une demi-pile Zn2+/Zn, on peut prévoir en consultant l'échelle des E0 que: -le zinc ……………………...……………………...……………………...……………………...- le cuivre se ………………………………...……………………...……………………...

La réaction globale sera : ……………………...……………………...……………………...……………………...……………………...……………………...……………

b) La différence de potentiel, mesurée dans les conditions standard, ΔE0 ou force électromotrice standard fémst. est de 1,1 V. Elle est égale à la différence des E0. Vérifiezpar calcul cette valeur ΔE0.

Ex.3On associe une demi-pile Pt; Fe3+/Fe2+ à une demi-pile Pt;I3

–/3I– (E0 = + 0,536 V).a) Faites un schéma annoté de la pile.b) Écrivez les réactions se produisant aux électrodes.

NB : le platine est inerte.c) Quelle est la fémst. (ΔE0) de la pile ?d) Quelle est la fém (ΔE) de la pile lorsque :

[Fe3+] = 0,1 M [Fe2+] = 0,2 M [I–] = 0,3 M [I3–] = 0,4 M

Ex.4On associe une demi-pile Co2+/Co (E°= -0.28V) à une demi-pile à hydrogène.

a) Écrivez les réactions se produisant aux électrodes.

b) Quelle est la fém de la pile lorsque :

[Co2+] = 0,05 M et que le pH de l'électrode à hydrogène est de 2,5.

Ex.5Une pile électrochimique est composée d’une électrode d’argent plongée dans une solutionde ions Ag+ de concentration 1M

a) Quel est le potentiel de cette pile si l’électrode de cuivre est plongée dans une solution pour laquelle [Cu2+] = 1,3 ·10–5 mol/l.

b) On plonge l’électrode de cuivre dans une solution de Cu2+ de concentration inconnueet on mesure un potentiel de 0,58 V. Calculez la concentration de la solution inconnue.

Série 17

Objectifs✔ Comprendre et expliquer la corrosion des métaux et la manière de protéger les métaux de la

corrosion

▶ exercices

Ex.1'' La corrosion des métaux est un phénomène naturel et courant. Il n'existe que quelques métaux

stables à l'état natif dans le milieu naturel terrestre, qui est un milieu très généralement oxydant :

• l'or et plus généralement tous les métaux nobles :platine, or, iridium, osmium, ruthénium, rhodium, palladium et argent ;(...) ;

• le cuivre, l'argent, le fer de provenance météoritique.

Mais dans l'écrasante majorité des cas, le métal est présent sur Terre sous forme d'oxyde, donc dans les minerais : bauxite pour l'aluminium, hématite pour le fer, chalcopyrite pour le cuivre, rutile pour le titane… Depuis la préhistoire, le travail de métallurgie a consisté à réduire ces oxydes dans des bas-fourneaux puis des hauts-fourneaux, pour fabriquer le métal. La corrosion n'est qu'un retour à l'état « naturel » d'oxyde pour ces métaux façonnés par l'intervention de l'homme.''

Source: https://fr.wikipedia.org/wiki/Corrosion

Pourquoi l'or et les métaux nobles s'oxydent difficilement ?

Ex.2L'or (Au) est un des rares métaux qui ne s'oxyde pas au contact de l'air et de l'eau .IL conserve ainsi sa belle couleur doré.Le cuivre (Cu) s'oxyde au contact de l'air et il se couvre d'une couche verdâtre.Le fer (Fe) s'oxyde au contact de l'eau et de l'air pour former de la rouilleL'argent s'oxyde au contact de l'air, il noircit.

Cuivre Cuivre oxydé (vert-de-gris)

source: http://www.lanumismatique.com/forum/electrolyse-billon-vert-de-gris-attention-effet-bizzare-vt65120.html

a) Les métaux(Cu, Fe, etc.) sont-ils plutôt des oxydants ou des réducteurs ? Justifiez en donnant

les réductions et les oxydations.

3CHOS / Électrochimie / Mars 2019

b)''Sous l'action conjuguée de l'humidité et du dioxyde de carbone, le cuivre s'oxyde à froid parl'air atmosphérique selon la réaction chimique :

2Cu(s) + O2(g) + H2O(g) + CO2(g) Cu→ 2(OH)2CO3(s) (vert-de-gris )''

Source: https://fr.wikipedia.org/wiki/Vert-de-gris Donnez la réaction à la cathode et à l'anode.

c) Complétez le schéma de la corrosion du fer ci-dessous et expliquez la corrosion du fer.

Source: http://intra-science.anaisequey.com/chimie/categories-chi/109-electrochimie/291-fer-rouille

d) Un revêtement de zinc est souvent appliqué sur des pièces métalliques tel que le fer. Pourquoi? Comment-est-il possible de déposer une couche de zinc sur un métal (zingage) ?

Série 18 Chimie / 3e / Électrochimie / avril 2016

Objectifs✔ Expliquer le but et le fonctionnent de l’électrolyse ✔ Utiliser la loi de Faraday pour calculer la masse de substance fabriquée

http://dcpe.net/POII/sites/default/files/cours%20et%20ex/ex-ch3- electrochimie .pdf

Ex.1 L’électrolyse a plusieurs applications intéressantes, par exemples :

a) la fabrication de l’aluminiumQuel usage fait-on de l’aluminium ?

b) la production d’hydrogène Quel usage fait-on de l’hydrogène ?

c) la fabrication de chlore Quel usage fait-on du chlore?

d) la déposition d’or ou d’autres métaux sur des objets (plaquage par galvanoplastie)

Quelles sont les applications du plaquage ?

Ex.2

a) Quelles sont les matières premières nécessaires pour produire de l’aluminium, du chlore et de l’hydrogène ?

b) Lors de la fabrication du chlore, de l’aluminium et de l’hydrogène, l’électrolyse est un des procédés de production. Que signifie le mot électrolyse ? Expliquez le principe de cette méthode àpartir du sens du mot.

c) Le coût de l’électricité représente plus de 50 % du coût de production du chlore et environ un tiers du coût de production de l’aluminium.. Pourquoi de l’électricité est-elle nécessaire pour la production de ces produits ?

Exemple : la production de l’hydrogène

Croquis du diagrammes d’énergie pour la formation d’une mole d’hydrogène H2

Énergie

685 kJ

0 kJ H2 + 1/2 O2

-286 kJ H2O

Temps

Remarque : seulement 1% de l’hydrogène est produit par électrolyse de l’eau à cause de la grande quantité d’électricité nécessaire pour effectuer la réaction.

d) Quelle est la différence entre le fonctionnement d’une pile et l’électrolyse ?

e) Qu’est ce qu’une pile à hydrogène ?

Ex.3

La cellule d’électrolyse

Mettez des légendes (anode, cathode, réactions, etc.) sur les croquis ci-dessous.

L’électrolyse de l’eau

L’électrolyse de l’aluminiumL'alumine est dissoute dans un bain fluoré d'électrolyse entre 950°C et 1000°C suivant la réaction simplifiée suivante : ………………………………………………………………….

Schéma très simplifié d’une cellule

L’électrolyse de chlorehttp://www.eurochlor.org/animations/mercury-cell.asp

Schéma très simplifié d’une cellule

Ex.4 L'affinage industriel du cuivre brut s'effectue par électrolyse d'anodes de cuivre brut dans un bain de sulfate de cuivre. Le cuivre pur ( jusqu'à 99,95 %) se fixe sur la cathode, les impuretés

restant dans le bain. Faites le schéma de la cellule d’électrolyse.

Autre application : copie métallique de statue

On appelle galvanoplastie l’ensemble des procédés permettant de déposer, par électrolyse, un revêtement sur un métal. On peut citer par exemple, la dorure, l’argenture, le platinage, le cuivrage, le nickelage, ainsi que les dépôts de peinture, la fabrication d’empreintes…

Complétez les légendes sur le croquis ci-dessous pour expliquer le procédé.

Ex.5

………………………………..

………………………………………………………………………………………………………….

………………………………………………………………

La dorure

Le but est de déposé une couche d’or sur une surface métallique. La dorurede l'immense statue qui couronne Notre-Dame de la Garde àMarseille est un exemple de la maîtrise de ce procédé dès le 19ème siècle. Ceprocédé est actuellement le plus répandu pour la dorure, à l'échelleindustrielle, notamment en électronique. Il permet une dorure régulière enmaîtrisant l'épaisseur de la couche d’or déposé.Expliquez le procédé. La cellule d’électrolyse est notamment composée d’une solution contenant des ions Au+ .

Pour la dorure, il est intéressant de déposer une quantité précise d’or sur une surface pour limiter les coûts. De quoi dépendra la quantité d’or déposé ?

Sachant que la charge de l’électron est de 1.602•10-19 C. Combien de coulombs faudra-t-il pour déposer une mole d’or sur l’électrode ? Quelle masse sera déposée ?

Faudra-t-il autant de coulombs pour déposer une mole de cuivre (voir exercice précédent) ? Quellemasse sera déposée ?

Pour la dorure, le courant utilisé est de 0.5 A (A= C/s) et le temps de l’électrolyse est d’une heure.Quelle quantité d’or sera déposée ?

Pour le cuivre(voir exercice précédent), les mêmes conditions sont appliqués. Quelle quantité de cuivre sera déposé ?

Trouvez la loi de Faraday (voir tables CRM, p. 221) à l’aide des points précédents :

Ex.6On électrolyse une solution de chlorure de cobalt (II) pendant 30 minutes avec un courant de 3 A. Quelles masses de cobalt et de chlore se seront formées respectivement sur chacune des électrodes ?

Ex.7Quels volumes d’oxygène et d’hydrogène (aux c.n) obtiendra-t-on par électrolyse de l’eau pendant 1heure avec un courant de 10 A ?

Ex.8On veut dissoudre par électrolyse une plaque de nickel de 5 g sous forme de Ni2+.Quelle devra être l’intensité du courant si l’on souhaite terminer l’opération en 1 heure ?

Ex.9On électrolyse 100 kg d’alumine Al2O3. On suppose que l’oxygène formé ne donne, avec le carbone de l’anode, que du monoxyde de carbone.

Calculez : la masse et le volume de monoxyde de carbone obtenu (aux c.n.). la diminution de la masse de l’anode. la durée de l’électrolyse sachant que l’intensité du courant est de 104 A?

Solution

ex.8. Ni2+ +2é → Ni0

z=2 M = 58.69 g/mol t=3600 s m=5g

m=M⋅I⋅tz⋅F donc 5=

58.95⋅I⋅36002⋅96500

⇔ I=4.55 A

ex.9 Al2O3 + 3 C → 2Al + 3CO 100 kg 35.34 kg 52.92 kg 82.42 kg 101.957 g/mol 12.011 g/mol 26.98 g/mol 28.01 g/mol 9.81·102 mol 2.94 ·103mol 1.96 ·103mol 2.94 ·103mol 65 910 L -la masse et le volume de monoxyde de carbone obtenu (aux c.n.) : Volume : 65 910 L masse : 82.42 kg - la diminution de la masse de l’anode.

35.34 kg - la durée de l’électrolyse sachant que l’intensité du courant est de 104 A?

x=I⋅tz⋅F avec x= moles d'aluminium,

Cathode : Al3+ + 3é → Al donc : t=

x⋅z⋅FI

=1.96⋅103

⋅3⋅96500104 =56789 s=15.77h=15h 47min

Série supplémentaire

Objectifs✔ Expliquer le fonctionnent de diverses piles

▶ exercices

Ex.1 La pile à l'argent

C'est la pile classique des montres et descalculatrices. Elle ne peut débiter que peude courant, mais sa tension est enrevanche très stable au cours du temps. Doit toujours être récupérée.

Réaction globale : Zn+ Ag2O+ H2O → Zn(OH)2 + 2 Ag

Complétez le croquis de la pile en indiquant les réactions aux deux électrodes.

Ex.2Gymnote

Le gymnote ou mieux anguille électrique possède des organes électriques. Il vit dans le BASSIN de l'Amazone, en Amérique du Sud, recherchant les eaux stagnantes et les fonds vaseux. Ses organes électriques, au nombre de 2, sont situés dans ses flancs, de la tête à la queue, et rappellent, par leur disposition, une pile de Volta; la tête de l’animal sert de pôle positif, sa queue de pôle négatif. Le gymnote émet à volonté des décharges électriques qui paralysent les poissons dont il se nourrit et peuvent renverser un homme.

Cellule lors de la décharge Cellule au repos

Le fonctionnement de cette ‘’pile’’ exploite un caractère propre aux cellules animales : la face interne de la paroi cellulaire a une charge électrique négative alors que la face externe a une charge positive. Au repos, la disposition des cellules et le fait qu’elles soient entourées d’une charge de même signe s’opposent à ce qu’un courant se forme.

Expliquez le point commun entre la pile Volta et l'anguille électrique d'Amazonie.

3CHOS / Électrochimie / Mai 2019

Ex.3Pile électrique de BagdadSource: https://fr.wikipedia.org/wiki/Pile_%C3%A9lectrique_de_Bagdad

‘’La « pile électrique de Bagdad » est le surnom donné à une poteriedatant du IIIe siècle av. J.-C., découverte en 1936 dans un villageprès de Bagdad dans l'actuelle Irak1. Cette poterie est renomméedepuis que quelques archéologues, tels que Wilhelm König (de),ont émis l'hypothèse qu'elle aurait servi de pile électrique. Cettethèse est toujours controversée en 2017. Dans les années 1930,l'archéologue autrichien Wilhelm König découvre dans les sous-solsdu musée archéologique de Bagdad une poterie de 15 de hautpour un diamètre d'environ 7,5 cm. Wilhelm König pensait que cettepoterie datait de l’époque de l'Empire parthe (247 av. J.-C. – 224ap. J.-C.). Cependant, selon le docteur St. John Simpson dudépartement du Proche-Orient Ancien du British Museum le vasedaterait plutôt de l'ère des Sassanides (224-651). Quelques-unesont été découvertes dans les ruines de Khujut Rabu près de Bagdadet dix autres à Ctésiphon. Ce dispositif est fermé d'un bouchon enbitume qui rend malcommode l'accès au contenu2. Sous le bouchonest disposée une tige de fer entourée d'un cylindre de cuivre. Cesdeux éléments sont isolés à la base par un tampon de bitume. Lecylindre est soudé en son fond par un alliage de plomb et d'étain.Les éléments manquants pour que cette « pile » antique fonctionnesont les fils de connexion et de l'acide pour la réaction. Une tellepile peut fonctionner avec du jus de fruit à la place de l'acide (le jus de fruit contientgénéralement de l'acide), ou de l'eau salée3. Suivant les tests effectués sur des reconstitutions,les chercheurs ont obtenu des tensions électriques très faibles, allant de 0,5 à 1 volt. On ignorenéanmoins l'intensité délivrable par une telle pile. La patine bleue retrouvée sur le cylindre decuivre est caractéristique de la galvanoplastie à l'argent (à l'instar de certains sels métallifères— carbonate et sulfure de plomb le sulfure d'antimoine présent dans la composition du khôl — lessels d'argent étaient connus pour leur propriété antiseptique-antibactérienne), comme aussicaractéristique de l'oxydation du cuivre. On peut éventuellement supposer que ces "piles" auraientété utilisées pour plaquer des objets avec des métaux précieux4. Cette hypothèse seraitconforme à la découverte de bijoux dorés par catalyse. Cependant le dépôt d'or par placage nenécessite pas d'avoir recours à la galvanoplastie, il peut être réalisé mécaniquement avec defines feuilles de métal. Qui plus est, la dorure par électrolyse5 supposerait que l'on ait disposé,dans l'Antiquité, de sels d'or en solution, ce qui est fortement improbable3. En 2001, Allan Mills aproposé une hypothèse compatible avec le mode de vie des anciens propriétaires de ce dispositif.Il aurait pu servir à réparer les trous dans les outres de peau. La tige de fer pointue, chauffée aufeu, permet de fondre un peu de bitume du bouchon et de l'appliquer là où l'outre est percée6. En2012, les archéologues restent divisés sur l'utilisation réelle de l'objet : même si plusieursexpériences ont prouvé que celui-ci pouvait délivrer un courant électrique, le faible rendement decelui-ci, ainsi que certains détails (absence de fils électriques/points de connexion, fermeturehermétique du vase, niveaux de connaissances à cette époque) plaident en défaveur de l'hypothèsede l'utilisation du dispositif en tant que pile. ‘