Chim. N° 07

Pile et accumulateurs.

Cours.

 

   

 

Mots clés :

 Piles, accumulateurs, pile saline, pile alcaline, pile Volta, Pile Daniell,
pile zinc-cuivre, fonctionnement d'une pile, réalisation de piles,
pôles d'une pile, électrodes, anode, cathode,
couples oxydant/réducteur, oxydant, réducteur, oxydation, réduction, constitution d'une plie, oxydoréduction, demi-équation électronique,
QCM, exercices, étudier la constitution d'une pile, utiliser la polarité d'une pile, reconnaître un oxydant et un réducteur, demi-équations redox, pile SR à l'oxyde d'argent, accumulateur lithium-ion, gravure à l'eau forte

 

Moteur de recherche sur les différents sites
 
 
 

 I- Introduction.

1)- Définition.

2)- Les piles salines.

3)- Pile alcaline.

4)- La pile Volta.

5)- Pile Daniell.

II- Fonctionnement de piles.

1)- Étude de la pile zinc-cuivre : La pile Daniell :

2)- Étude de la pile cuivre-argent.

3)- Conclusions.

III- Couples oxydant-réducteur.

1)- Oxydant et réducteur :

2)- Couple oxydant-réducteur :

3)- Constitution d’une pile.

IV- Réaction d’oxydoréduction.

1)- Définition.

2)- Expérimentation 1 :

3)- Écriture de l’équation d’une réaction d’oxydoréduction.

4)- Établir une demi-équation électronique.

V- Applications.

1)- QCM : QCM

2)- Exercices :

    Pour aller plus loin :
Réactions d'oxydoréduction. Cours.
TP Chimie. N° 09 Oxydant - réducteur. Enoncé.
Chimie N° 02 Notion de couple Oxydant / Réducteur

Chimie N° 08 Les Piles. Cours
TP Chimie N° 08 Les piles d'oxydoréduction.
Enoncé.

TP Chimie N° 08 Les piles d'oxydoréduction.
 
corrigé


QCM 01 sous forme de tableau

QCM 01 réalisé avec le logiciel Questy : pour s'auto-évaluer.

QCM 02 sous forme de tableau

QCM 02 réalisé avec le logiciel Questy : pour s'auto-évaluer.

QCM 03 révisions forme de tableau

QCM 03 révisions réalisé avec le logiciel Questy : pour s'auto-évaluer


Exercices : énoncé avec correction

a)-   Exercice 7 page 298. Étudier la constitution d’une pile.

b)-  Exercice 9 page 298. Utiliser la polarité d’une pile.

c)-   Exercice 10 page 298. Déterminer la polarité d’une pile.

d)-  Exercice 12 page 299. Reconnaître un oxydant et un réducteur.

e)-   Exercice 16 page 299. Établir des demi-équations redox.

f)-   Exercice 23 page 301. Pile SR à l’oxyde d’argent.

g)-  Exercice 24 page 301. Accumulateur lithium-ion.

h)-  Exercice 26 page 302. Gravure à l’eau forte.


I- Introduction.

1)- Définition.

-     Les piles et les accumulateurs sont des générateurs électrochimiques.
-     Ils convertissent de l’énergie chimique en énergie électrique.
-     Ils sont constitués :
-     De deux électrodes,
-     Les électrodes sont en contact d’un milieu conducteur, appelé électrolyte.
-     Ils sont caractérisés par une force électromotrice E (f.é.m.) (volt V) et une résistance interne r (Ω).

2)- Les piles salines.

-     Piles salines ou piles Leclanché
-     Schéma d’une pile saline :

 

-     La solution gélifiée de chlorure d’ammonium contient des ions ammonium NH4+ , et des ions chlorure Cl .
-     La solution gélifiée de chlorure de zinc II contient des ions zinc II Zn 2+ et des ions chlorure Cl .
-     Les réactifs sont :
-     L’anode qui est zinc.
-  Il constitue le boîtier de la pile.
-     Et le dioxyde de manganèse.
-  Comme le dioxyde de manganèse n’est pas conducteur, on l’utilise un mélange de dioxyde de manganèse et de carbone en poudre
-     Le cylindre de graphite constitue le collecteur de courant.

3)- Pile alcaline.

-     Schéma :

 

-     La solution d’hydroxyde de potassium contient des ions potassium K+ et des ions hydroxyde HO .
-     Les réactifs sont :
-     Le zinc en poudre pour augmenter la surface réactionnelle.
-     Et le dioxyde de manganèse.
-  Comme le dioxyde de manganèse n’est pas conducteur, on l’utilise un mélange de dioxyde de manganèse et de carbone en poudre
-     Le cylindre en acier (anode) constitue le collecteur de courant.

4)- La pile Volta.

-     Schéma :

 

-     La solution la solution aqueuse de chlorure de sodium contient des ions sodium Na+ et des ions chlorure Cl .
-     Les réactifs sont :
-     L’anode qui est zinc.
-  Le disque de zinc est consommé au cours de l’utilisation de la pile.
-     L’eau présente dans la solution aqueuse de chlorure de sodium.
-     Le disque de cuivre (cathode) constitue aussi le collecteur de courant.

5)- Pile Daniell.

-     Schémas :

 

 

  

-     Une autre présentation :

 

-     La solution aqueuse de sulfate de cuivre II contient des ions cuivre II, Cu2+ et des ions sulfate SO42–.
-     La solution aqueuse de sulfate de zinc II contient des ions zinc II, Zn2+ et des ions sulfate SO42–.
-     Les réactifs sont :
-     L’anode qui est l'électrode de zinc Zn (s)
-     Et les ions cuivre II, Cu2+ (ils sont présents dans la solution aqueuse de sulfate de cuivre II).

II- Fonctionnement de piles.

1)- Étude de la pile zinc-cuivre : La pile Daniell :

a)-   Montage et mesure :

 

-     Une électrode de zinc plongée dans une solution de sulfate de zinc II et une électrode de cuivre plongée dans une solution de sulfate de cuivre II constituent une pile.
-     Schéma équivalent :

 

-     La tension mesurée est sensiblement égale à la force électromotrice de la pile car on utilise un voltmètre électronique : E ≈ 1,06 V
-     Le système constitué :
-     Une électrode de zinc plongée dans une solution de sulfate de zinc II
-     Une électrode de cuivre plongée dans une solution de sulfate de cuivre II
-     Et du pont salin (le tube en u est rempli d’une solution aqueuse gélifiée de nitrate d’ammonium NH4+ aq + NO3 aq
-     Constitue une pile.
-     UCu-Zn ≈ 1,06 V
-     Le signe de cette tension permet de déduire :
-     La nature des pôles de la pile et le sens du courant à l’extérieur de la pile.

 

-     Dans le cas présent, l’électrode de cuivre constitue la borne positive de la pile et l’électrode de zinc la borne négative.
-     Le courant généré par cette pile circule de l’électrode de cuivre vers l’électrode de zinc à l’extérieur de la pile.
-     Les électrons, responsables du passage de ce courant dans le circuit électrique (fils et électrodes), circulent de l’électrode de zinc vers l’électrode de cuivre à l’extérieur du circuit.
-     À l’intérieur de la pile les porteurs de charges sont les ions.
-     Le courant électrique à l’intérieur de la pile est dû à la double migration des ions positifs et négatifs, présents dans les différentes solutions, se déplaçant en sens inverses.
-     Remarque : Les électrons n’existent pas en solution aqueuse et ils ne peuvent pas s’accumuler sur la plaque.
-  Ils se déplacent vers l’électrode de cuivre grâce au circuit électrique.
-     Les cations se déplacent dans le sens du courant électrique et les anions se déplacent en sens inverse de celui du courant électrique.
-     Rôle du pont salin :
-     La solution gélifiée de nitrate d’ammonium, présente dans le pont salin, assure la jonction électrique entre les solutions contenues dans les deux béchers.

b)-  Réactions aux électrodes.

-     Les électrons, responsables du passage du courant dans le circuit électrique (fils et électrodes), circulent de l’électrode de zinc vers l’électrode de cuivre à l’extérieur du circuit.
-     Les électrons qui partent de l’électrode de zinc sont libérés par la réaction suivante :

Zn (s) Zn 2+ (aq)   +   2 e

-     Les électrons qui arrivent à la borne de cuivre sont consommés par la réaction suivante :

Cu 2+ (aq)   +   2 e →   Cu (s)

c)-   Polarité de la pile, réactions aux électrodes et nom des électrodes.

-     À la borne positive, ici l’électrode de cuivre, les électrons qui arrivent sont consommés par la réaction

Cu 2+ (aq)   +   2 e →   Cu (s)

 

-     Cette électrode est appelée la Cathode.
-     À la borne négative de la pile, ici l’électrode de zinc les électrons sont créés par la réaction

Zn (s) Zn 2+ (aq)   +   2 e

-     Cette électrode est appelée l’anode.

d)-  Réaction de fonctionnement de la pile.

-     Lorsque la pile débite du courant électrique, des réactions chimiques se produisent au niveau des électrodes.
-     Le bilan des réactions chimiques (réactions électrochimiques) qui se produisent à chacune des électrodes de la pile donne l’équation de la réaction chimique :
-     Équation de la réaction :

  Cu 2+ (aq)   +   2 e →   Cu (s)

                       Zn (s) Zn 2+ (aq)   +   2 e

Cu 2+ (aq)   +  Zn (s)    Cu (s)    +   Zn 2+ (aq)

-     On est en présence d’un générateur électrochimique qui transforme de l’énergie chimique en énergie électrique.
-     Récapitulatif :

 

 

2)- Étude de la pile cuivre-argent.

a)-   Montage et mesure.

 

-     Une électrode d’argent plongée dans une solution de nitrate d’argent et une électrode de cuivre plongée dans une solution de sulfate de cuivre II constituent une pile.
-     Schéma équivalent :

 

-     Le système constitué :
-     Une électrode d’argent plongée dans une solution de nitrate d’argent
-     Une électrode de cuivre plongée dans une solution de sulfate de cuivre II
-     Et du pont salin (le tube en u est rempli d’une solution aqueuse gélifiée de nitrate d’ammonium NH4+ aq + NO3 aq).
-     Constitue une pile.
-     UCu-Ag ≈ – 0,357 V
-     Le signe de cette tension permet de déduire :
-     La nature des pôles de la pile et le sens du courant à l’extérieur de la pile.

-     Dans le cas présent, l’électrode d’argent constitue la borne positive de la pile et l’électrode de cuivre la borne négative.
-     Le courant généré par cette pile circule de l’électrode d’argent vers l’électrode de cuivre à l’extérieur de la pile.
-     Les électrons, responsables du passage de ce courant dans le circuit électrique (fils et électrodes), circulent de l’électrode de cuivre vers l’électrode d’argent à l’extérieur du circuit.
-     À l’intérieur de la pile les porteurs de charges sont les ions.
-     Le courant électrique à l’intérieur de la pile est dû à la double migration des ions positifs et négatifs, présents dans les différentes solutions, se déplaçant en sens inverses.
-     Remarque : Les électrons n’existent pas en solution aqueuse et ils ne peuvent pas s’accumuler sur la plaque.
-  Ils se déplacent vers l’électrode de cuivre grâce au circuit électrique.
-     Les cations se déplacent dans le sens du courant électrique et les anions se déplacent en sens inverse de celui du courant électrique.
-     Rôle du pont salin :
-     La solution gélifiée de nitrate d’ammonium, présente dans le pont salin, assure la jonction électrique entre les solutions contenues dans les deux béchers.

b)-  Réactions aux électrodes.

-     Les électrons, responsables du passage du courant dans le circuit électrique (fils et électrodes), circulent de l’électrode de cuivre vers l’électrode d’argent à l’extérieur du circuit.
-     Les électrons qui partent de l’électrode de cuivre sont libérés par la réaction suivante :

Cu (s) Cu 2+ (aq)   +   2 e

-     Les électrons qui arrivent à l’électrode sont consommés par la réaction suivante :

Ag + (aq)   +    e →   Ag (s)

c)-   Polarité de la pile, réactions aux électrodes et nom des électrodes.

-     À la borne positive, ici l’électrode d’argent, les électrons qui arrivent sont consommés par la réaction

Ag + (aq)   +    e →   Ag (s)

 

-     Cette électrode est appelée la Cathode.
-     À la borne négative de la pile, ici l’électrode de cuivre les électrons sont créés par la réaction

Cu (s) Cu 2+ (aq)   +   2 e

-     Cette électrode est appelée l’anode.

d)-  Réaction de fonctionnement de la pile.

-     Lorsque la pile débite du courant électrique, des réactions chimiques se produisent au niveau des électrodes.
-     Le bilan des réactions chimiques (réactions électrochimiques) qui se produisent à chacune des électrodes de la pile donne l’équation de la réaction chimique :
-     Équation de la réaction :

   2 (Ag + (aq)   +    e →   Ag (s))

                         Cu (s) Cu 2+ (aq)   +   2 e

2 Ag + (aq)   +  Cu (s)     2 Ag (s)    +   Cu 2+ (aq)

-     On est en présence d’un générateur électrochimique qui transforme de l’énergie chimique en énergie électrique.

3)- Conclusions.

*     L’étude des piles zinc-cuivre et cuivre-argent montre que :

    Dans la pile zinc-cuivre :

-     L’électrode de cuivre constitue la borne positive (cathode) de la pile
-     Le cuivre métal Cu (s) est formé.

    Dans la pile cuivre-argent :

-     L’électrode de cuivre constitue la borne négative (anode) de la pile
-     Le cuivre métal Cu (s) est consommé.

*     Ce résultat est général : les réactions qui se produisent aux électrodes dépendent de la polarité de la pile constituée.

III- Couples oxydant-réducteur.

1)- Oxydant et réducteur :

-     Un oxydant est une entité chimique capable de gagner un ou plusieurs électrons.
-     Oxydant : gagne
-     Exemples : Ag +, Cu 2+, Zn 2+
-     Un réducteur est une entité chimique capable de perdre un ou plusieurs électrons.
-     Réducteur : perd
-     Exemples : Cu, Zn

2)- Couple oxydant-réducteur :

-     On a vu que selon la pile réalisée, il peut se produire à l’électrode de cuivre :
-     La réaction suivante : Cu (s) Cu 2+ (aq)   +   2 e
-     Le cuivre métal cède des électrons
-     Ou la réaction suivante : Cu 2+ (aq)   +   2 e →   Cu (s)
-     L’ion cuivre II capte des électrons.
-     Les deux espèces Cu 2+ (aq) et Cu (s) sont dites conjuguées et forment un couple oxydant / réducteur, noté Cu 2+ (aq) / Cu (s).
-     Les deux espèces oxydant et réducteur obtenues en passant de l’une à l’autre par gain ou perte d’un ou plusieurs électrons s’appellent des espèces conjuguées.
-     Elles forment un couple oxydant / réducteur, noté Ox / Red.
-     Exemples : Cu 2+ / Cu, Ag + / Ag, Zn 2+ / Zn
-     À tout couple oxydant / réducteur, on associe la demi-équation électronique d’oxydoréduction suivante :

Ox   +   n e    =   Red

-     Exemple : Cu 2+ (aq)   +   2 e =   Cu (s)
-     Ceci est une écriture formelle.
-     Le signe égal traduit la possibilité de passer d’une forme à l’autre suivant les conditions expérimentales.
-     La transformation chimique qui correspond au passage de l’oxydant Ox à son réducteur conjugué Red est une réduction.
-     Une réduction est un gain d’électrons.
-     La transformation chimique qui correspond au passage du réducteur Red à son oxydant conjugué Ox est une oxydation.
-     Une oxydation est une perte d’électrons.
-     Au cours d’une réaction d’oxydoréduction, un oxydant est réduit et un réducteur est oxydé.

 

3)- Constitution d’une pile.

 

-   Deux compartiments distincts contenant chacun un couple OX / RED du type M n+ (aq) / M (s) et reliés par un pont électrochimique (ou pont salin) constituent un générateur électrochimique appelé pile.
-     L’ensemble constitué par une plaque de métal M plongeant dans une solution contenant des cations M n+ constitue une demi-pile.
-     La plaque de métal est appelée aussi électrode.
-     Les transferts d’électrons se produisent à la surface de l’électrode.

IV- Réaction d’oxydoréduction.

1)- Définition.

-     Une réaction d’oxydoréduction est une réaction qui met en jeu un transfert d’électrons entre ses réactifs.
-     Elle fait agir l’oxydant d’un couple avec le réducteur d’un autre couple pour donner leurs espèces conjuguées.
-     Exemples :  

2 Ag + (aq)   +     Cu               2 Ag   +   Cu 2+

Cu 2+ (aq)   +  Zn (s)   →   Cu (s)    +   Zn 2+ (aq)

-   On peut écrire : Ox 1   +   Red 2          Red 1   +   Ox 2
-     Remarque :

    Cas de la pile zinc-cuivre :

-     Équation de la réaction :

  Cu 2+ (aq)   +   2 e →   Cu (s)

Borne +

                          Zn (s) Zn 2+ (aq)   +   2 e

Borne

    Cu 2+ (aq) +  Zn (s)    Cu (s)    +   Zn 2+ (aq)

 

 

-   Le pôle de la pile est le siège d'une oxydation, on l'appelle l'anode.
-     Le pôle + de la pile est le siège d'une réduction, on l'appelle la cathode.

2)- Expérimentation 1 :

-     Que se passe-t-il lorsque l’on plonge une lame de zinc Zn (s) dans un bécher contenant une solution aqueuse de sulfate de cuivre II (Cu2+ aq + SO42– aq) ?
*      Expérience : Lame de zinc plongée dans une solution de sulfate de cuivre II..

 

-   Cela revient à mettre en présence les réactifs de la réaction suivante :

Cu 2+ (aq)  +  Zn (s)    Cu (s)   +  Zn 2+ (aq)

-   Si on réalise l’expérience, on observe :
-     Que la lame de zinc se recouvre d’un dépôt rougeâtre de cuivre métal Cu (s).
-     Que la solution initialement bleue se décolore lentement.
-     Lors de cette réaction, les ions cuivre II Cu 2+ (aq) sont réduits en cuivre métal Cu (s)
-     Et le zinc métal Zn (s) est oxydé en ions zinc II Zn 2+ (aq).
-     L’équation de la réaction est la même que celle qui se produit dans la pile zinc-cuivre.
-     Le transfert d’électrons se fait directement par contact entre les réactifs le cuivre métal Cu (s) et les ions zinc II Zn 2+ (aq).
-     Les électrons n’existent pas en solution aqueuse et ils ne peuvent pas s’accumuler sur les électrodes.

    Cas de la pile zinc-cuivre :

-     Dans le cas de la pile zinc-cuivre, les électrons se déplacent de l’électrode de zinc vers l’électrode de cuivre, à l’extérieur de la pile, grâce au circuit électrique.
-     Il s’est produit un échange d’électrons de façon indirecte par l’intermédiaire du circuit électrique.

3)- Écriture de l’équation d’une réaction d’oxydoréduction.

a)-   Expérience 1 : Réaction entre le cuivre métal et une solution de nitrate d’argent.

*      Verser 50 mL de solution de nitrate d’argent dans un bécher.
*      Plonger un fil ou une lame de cuivre dans les 50 mL de la solution.
-     Attendre 5 à 10 minutes et observer.
-     Verser environ 2 mL de la solution obtenue dans un tube à essais. Ajouter quelques gouttes de soude. Observer et interpréter.
-     Par des schémas légendés, décrire l’état initial et l’état final du système chimique.
-     Écrire l’équation bilan de la réaction.

 

-     Au bout de quelques minutes (20 min environ)

 

 

-   Expérience avec un serpentin de cuivre.

 

-   Au cours de la réaction, il se forme un dépôt gris argenté d’argent métal Ag (s).
-     La solution prend une teinte bleue.
-     Le test à la soude avec la solution, donne la formation d’un précipité bleu.

 

-   Il se forme des ions cuivre II, Cu 2+ (aq) au cours de la réaction.

 

-     Équation bilan de la réaction :
-     L’équation d’une réaction d’oxydoréduction peut être établie en combinant les deux demi-équations électroniques des couples oxydant-réducteur mis en jeu de façon à ce que les électrons n’apparaissent pas dans le bilan de la réaction.
-     La réaction entre le cuivre métal Cu (s) et les ions argent Ag + (aq) fait intervenir les couples oxydant / réducteur Cu 2+ (aq) / Cu (s) et Ag + (aq) / Ag (s).
-     Les demi-équations électroniques sont écrites de façon à ce que le cuivre métal Cu (s) et les ions argent Ag + (aq) soient les réactifs :

Demi-équations

électroniques

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

2  (   Ag+ (aq)   +     e      =    Ag (s)   )

Bilan

                      Cu (s)      +     2  Ag+ (aq)          Cu2+ (aq)     +     2 Ag (s)

    Remarque : cette méthode est générale.

4)- Établir une demi-équation électronique.

a)-   Exemple1 : Le couple MnO4 / Mn2+.

-     Une solution aqueuse de permanganate de potassium est violette.
-     La coloration de la solution est due à la présence des ions permanganate : MnO4.
-     Cette solution se décolore quand l’ion permanganate se transforme en ion manganèse Mn2+ incolore.
-     Exercice : Écrire la demi-équation électronique du couple MnO4 / Mn 2+.
-     Pour ce faire, on utilise une méthode systématique qui comprend plusieurs étapes :

 

Demi-équation électronique

Première étape :

On écrit le couple oxydant / réducteur

MnO4 (aq)  =   Mn 2+ (aq) 

Deuxième étape :

On équilibre l’élément oxygène avec de l’eau

MnO4 (aq)   =   Mn 2+ (aq)  + 4 H2O (ℓ)

Troisième étape :

On équilibre l’élément hydrogène avec + (on travaille en milieu acide)

MnO4 (aq)  + 8 H + (aq)   =   Mn 2+ (aq)  + 4 H2O (ℓ)

Quatrième étape :

On équilibre les charges avec les électrons.

MnO4 (aq)  + 8 H + (aq)   + 5 e =   Mn 2+ (aq)  + 4 H2O (ℓ)

-  Conclusion : l’ion permanganate est un oxydant en milieu acide.

b)-  Exemple 2 : Le couple Cr2O7 2– (aq)  / Cr 3+ (aq) 

-     Une solution aqueuse de dichromate de potassium est jaune orangé.
-     La coloration de la solution est due à la présence des ions dichromate : Cr2O7 2– (aq).
-     Cette solution change de couleur quand l’ion dichromate se transforme en ion chrome III Cr 3+ (aq). Elle prend une teinte verte.
-     Exercice : écrire la demi-équation électronique du couple Cr2O7 2– (aq) / Cr 3+ ((aq).

 

Demi-équation électronique

Première étape :

On écrit le couple oxydant / réducteur

Cr2O7 2– (aq)  = Cr 3+(aq) 

Deuxième étape :

On équilibre l’élément chrome

Cr2O7 2– (aq)  = 2 Cr 3+ (aq) 

Troisième étape :

On équilibre l’élément oxygène avec de l’eau

Cr2O7 2– (aq)   =  2 Cr 3+ (aq)    + 7 H2O (ℓ)

Quatrième étape :

On équilibre l’élément hydrogène avec + (on travaille en milieu acide)

Cr2O7 2– (aq)  + 14 H + (aq)   =   2 Cr 3+ (aq) + 7 H2O (ℓ)

Cinquième étape :

On équilibre les charges avec les électrons.

Cr2O7 2– (aq)  + 14 H + (aq) + 6 e =   2 Cr 3+ (aq)  +  7 H2O (ℓ)

 

-   Remarque : le couple Cr2O7 2– (aq) / Cr 3+ (aq) est utilisé dans certains alcooltests : les éthylotests chimiques.
-     L'alcootest est constitué d’un sac avec un embout dans lequel on souffle.

Alcooltest

 

Embout agrandi

 

-   L’embout contient :
-     Du dichromate de potassium de couleur jaune orangé,
-     Du nitrate d’argent qui permet d’accélérer la réaction chimique (catalyseur)
-     De l’acide sulfurique qui permet de capter les molécules d’eau présentes dans l’air expiré.
-     Il se produit une réaction d’oxydoréduction entre les ions dichromate et l’éthanol présent dans l’air expiré.
-      L’ion dichromate, un oxydant de couleur orange, réagit avec l’éthanol pour donner des ions chrome de couleur verte et de l’acide acétique.
-     Les couples oxydant / réducteur :
-      Cr2O7 2– (aq) / Cr 3+ (aq) et CH3COOH (ℓ) / CH3CH2OH (ℓ)

Demi-équations

électroniques

2 (Cr2O7 2– (aq)  + 14 H + (aq) + 6 e =   2 Cr 3+ (aq)  +  7 H2O (ℓ)  )            

               3 (CH3CH2OH (ℓ)  + H2O (ℓ) = CH3COOH (ℓ)  + 4 H + (aq) + 4 e )

Bilan

2 Cr2O7 2– (aq) + 3 CH3CH2OH (ℓ) + 16 H + (aq) → 4 Cr 3+ (aq) + 3 CH3COOH (ℓ) + 11 H2O (ℓ)  

-   L’alcootest est un appareil qui permet de donner une valeur approchée de la concentration d’alcool dans le sang d’une personne.
-     L’éthanol, contenu dans les boissons alcoolisées, que l’on consomme, se retrouve dans le sang.
-     Une certaine quantité d’éthanol traverse les vaisseaux sanguins et se retrouve dans les alvéoles.
-     En conséquence, la concentration de l’éthanol dans le sang est liée à la concentration de l’éthanol dans l’air alvéolaire.
-     Il y a environ autant d’éthanol dans 2000 mL d’air expiré (air alvéolaire) que dans 1 mL de sang.
-     Pour contrôler la présence d’éthanol dans le sang, il faut souffler dans l’alcooltest afin de recueillir un certain volume d’air expiré.
-     La présence d’éthanol provoque un changement de couleur de l’embout qui passe du jaune-orangé au vert.

 

 

 

-   Lorsque le test est positif, une prise de sang est nécessaire pour connaître le taux exact d’alcool éthylique dans le sang.

V- Applications.

1)- QCM : Pour chaque question, indiquer la (ou les) bonne(s) réponse(s).

QCM 01 sous forme de tableau

QCM 01 réalisé avec le logiciel Questy : pour s'auto-évaluer.

QCM 02 sous forme de tableau

QCM 02 réalisé avec le logiciel Questy : pour s'auto-évaluer.

QCM 03 révisions forme de tableau

QCM 03 révisions réalisé avec le logiciel Questy : pour s'auto-évaluer

2)- Exercices : Exercices : énoncé avec correction

a)-   Exercice 7 page 298. Étudier la constitution d’une pile.

b)-  Exercice 9 page 298. Utiliser la polarité d’une pile.

c)-   Exercice 10 page 298. Déterminer la polarité d’une pile.

d)-  Exercice 12 page 299. Reconnaître un oxydant et un réducteur.

e)-   Exercice 16 page 299. Établir des demi-équations redox.

f)-   Exercice 23 page 301. Pile SR à l’oxyde d’argent.

g)-  Exercice 24 page 301. Accumulateur lithium-ion.

h)-  Exercice 26 page 302. Gravure à l’eau forte.