Chim. N° 07

Piles et accumulateurs.

Exercices.

 

   

 

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

 

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

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

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

IV- Exercice 12 page 299. Reconnaître un oxydant et un réducteur.

V- Exercice 16 page 299. Établir des demi-équations redox.

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

VII- Exercice 24 page 301. Accumulateur lithium-ion.

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


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

 

Les piles zinc-air sont actuellement utilisées pour alimenter les systèmes auditifs ou les clôtures électriques. Le schéma de cette pile est donné ci-dessous :

 

1)- Quelles sont les électrodes de cette pile ?

2)- Quel est son électrolyte ?

3)- Le dioxygène est un des réactifs de la pile. Quel est l’intérêt de cette pile ? Pourquoi les trous d’aération sont-ils obturés jusqu’à la mise en service ?

 

1)- Les électrodes de cette pile :

-     Les électrodes de la pile sont les deux parties en acier nickelé (le boîtier de la pile).

2)- L’électrolyte de la pile :

-     L’électrolyte de la pile est la solution de potasse 
-     K+ (aq) + HO (aq)

3)- Intérêt de cette pile 

-     L’un des réactifs de cette pile est le dioxygène.
-   Le dioxygène est l’un des constituants de l’air qui nous entoure.
-     Ainsi la pile est constituée d’un seul réactif, la poudre de zinc amalgamé, l’autre réactif est le dioxygène de l’air.
-      Les trous d’aération sont obturés jusqu’à la mise en service, ainsi l’un des réactifs (dioxygène) n’est pas présent et la pile ne peut pas fonctionner.
-   Elle ne s’use pas jusqu’à son utilisation (lors de l’utilisation, on enlève le scotch d’obturation).

 

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

 

On considère la pile zinc-argent, représentée ci-dessous :

 

1)-  À l’extérieur de la pile :

a)-   Quel est le sens du courant ?

b)-  Quels sont les porteurs de charge et dans quel sens se déplacent-ils ?

2)- À l’intérieur de la pile :

a)-   Quel est le sens du courant ?

b)-  Quels sont les porteurs de charge et dans quel sens se déplacent-ils ?

3)- Écrire l’équation de la réaction se produisant au niveau de chacune des électrodes.

 

Schéma de la pile :

 

1)- À l’extérieur de la pile :

a)-   Sens du courant :

-     Le courant se déplace de la borne positive vers la borne négative à l’extérieur de la pile, c'est-à-dire de l’électrode d’argent vers l’électrode de zinc à l’extérieur de la pile.

b)-   Les porteurs de charge et sens de déplacement :

-     À l’extérieur de la pile, les porteurs de charge sont les électrons qui se déplacent de l’électrode de zinc vers l’électrode d’argent (circuit électrique) en sens inverse du courant électrique.

2)- À l’intérieur de la pile :

a)-   Sens du courant :

-     À l’intérieur de la pile, le courant circule de l’électrode de zinc vers l’électrode d’argent.
-     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.

b)-  Les porteurs de charge et sens de déplacement :

-     À l’intérieur de la pile les porteurs de charges sont les ions.
-     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 :
-     Le pont salin assure la jonction électrique entre les solutions contenues dans les deux béchers. Il contient une solution gélifiée d’ions (anion et cation).

3)- Équation de la réaction se produisant au niveau de chacune des électrodes :

-     Électrode de zinc : borne moins : c’est une réaction qui produit des électrons
-     C’est une oxydation (ANODE)
-     Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2 e
-     Électrode d’argent : borne plus : c’est une réaction qui consomme des électrons
-     C’est une réduction (CATHODE)
-     Ag+ (aq) + eAg (s)

 

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

 

Lorsque la pile, schématisée ci-dessous, fonctionne, des réactions se produisent aux électrodes :

 

 

À l’électrode de fer : Fe (s) → Fe2+ (aq) + 2 e

À l’électrode de nickel : Ni2+ (aq) + 2 eNi (s)

1)- Quel est le sens de déplacement des électrons à l’extérieur de la pile ?

2)- Quel est le sens du courant à l’extérieur de cette pile ?

3)- Quelle est la borne positive de cette pile ?

 

 

Schéma de la pile :

 

1)- Sens de déplacement des électrons à l’extérieur de la pile :

-     À l’électrode de fer se produit la réaction suivante :
Fe (s) → Fe2+ (aq) + 2 e
-     Cette réaction est une oxydation, elle se produit à l’anode.
-     Cette réaction produit des électrons.
-     À l’électrode de nickel se produit la réaction suivante :
Ni2+ (aq) + 2 eNi (s)
-     Cette réaction est une réduction, elle se produit à la cathode.
-     Cette réaction consomme des électrons.
-     En conséquence, à l’extérieur de la pile, les électrons se déplacent de l’électrode de fer vers l’électrode de nickel (circuit électrique).

2)- Sens du courant à l’extérieur de cette pile :

-     Le courant électrique, à l’extérieur de la pile se déplace en sens inverse de celui des électrons.
-     Le courant électrique se déplace de l’électrode de nickel vers l’électrode de zinc.

3)- Borne positive de cette pile :

-     Par définition, le courant sort de la borne positive d’un générateur.
-     Comme le courant circule de l’électrode de nickel vers l’électrode de fer à l’extérieur de la pile, l’électrode de nickel constitue la borne positive de cette pile.

 

IV- Exercice 12 page 299. Reconnaître un oxydant et un réducteur.

 

Des piles au magnésium équipent certains gilets de sauvetage, mais aussi des torpilles. Le magnésium métallique Mg (s) réagit avec les ions hydrogène H+ (aq) d’une solution d’acide chlorhydrique selon la réaction d’équation :

2 H+ (aq)  +  Mg (s)  →  H2 (g) + Mg2+ (aq)

1)- Le magnésium est-il oxydé ou réduit ?

2)- Les ions hydrogène ont-ils été oxydés ou réduits ?

3)- Identifier l’oxydant et le réducteur qui réagissent.

4)- Quels sont les couples oxydant/réducteur mis en jeu ?

 

Équation bilan de la réaction :

2 H+ (aq)  +  Mg (s)  →  H2 (g) + Mg2+ (aq)

1)- Le magnésium métallique Mg (s) :

-     Au cours de la réaction précédente, le magnésium métal Mg (s) subit la demi-équation électronique suivante :
-     Mg (s) →   Mg2+ (aq) + 2 e
-     Cette réaction est une oxydation, elle cède des électrons.
-     En conséquence, le magnésium métal Mg (s) a été oxydé.

2)- Les ions hydrogène ont-ils été oxydés ou réduits ?

-     Au cours de la réaction précédente, les ions hydrogène H+ (aq) subissent la demi-équation électronique suivante :
-     2 H+ (aq) + 2 e H2 (g)
-     Cette réaction est une réduction, elle consomme des électrons.
-     En conséquence, les ions hydrogène H+ (aq) ont été réduits.

3)- Identifier l’oxydant et le réducteur qui réagissent.

-     Au cours d’une réaction oxydoréduction, le réducteur a été oxydé et l’oxydant a été réduit :
-     Le magnésium métal Mg (s) est le réducteur
-     L’ion hydrogène H+ (aq) est l’oxydant.

4)- Les couples oxydant/réducteur mis en jeu :

-     Couple 1 : Mg2+ (aq) / Mg (s) 
-     Couple 2 : H+ (aq) / H2 (g)

 

 

V- Exercice 16 page 299. Établir des demi-équations redox.

 

Établir les demi-équations redox des couples suivants en présence d’ions hydrogène H+ (aq) :

a)-   IO3 (aq) / I2 (aq)

b)-  H2O2 (aq) / H2O (ℓ)

c)-   O2 (g) / H2O (ℓ)

d)-  HOCl (aq) / Cl2 (g)

 

Les demi-équations électroniques :

a)-   Couple IO3 (aq) / I2 (aq) :

 

Demi-équation électronique

Première étape :

On écrit le couple oxydant / réducteur

IO3 (aq) = I2 (aq)

Deuxième étape :

On équilibre l’élément iode

2 IO3 (aq) = I2 (aq) 

Troisième étape :

On équilibre l’élément oxygène avec de l’eau

2 IO3 (aq) = I2 (aq)  + 6 H2O (ℓ)

Quatrième étape :

On équilibre l’élément hydrogène avec +

(on travaille en milieu acide)

2 IO3 (aq)  +12 H + (aq)   =   I2 (aq)  + 6 H2O (ℓ)

Cinquième étape :

On équilibre les charges avec les électrons.

2 IO3 (aq)  + 12 H + (aq)   + 10 e =   I2 (aq)  + 6 H2O (ℓ)

b)-   Couple H2O2 (aq) / H2O (ℓ) :

 

Demi-équation électronique

Première étape :

On écrit le couple oxydant / réducteur

H2O2 (aq) = H2O (ℓ) 

Deuxième étape :

On équilibre l’élément oxygène avec de l’eau

H2O2 (aq) = 2 H2O (ℓ)

Troisième étape :

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

H2O2 (aq) + 2 H + (aq)   =   2 H2O (ℓ)

Quatrième étape :

On équilibre les charges avec les électrons.

H2O2 (aq) + 2 H + (aq)   + 2 e =   2 H2O (ℓ)

c)-  Couple O2 (g) / H2O (ℓ) :

 

Demi-équation électronique

Première étape :

On écrit le couple oxydant / réducteur

O2 (g) = H2O (ℓ) 

Deuxième étape :

On équilibre l’élément oxygène avec de l’eau

O2 (g) = 2 H2O (ℓ)

Troisième étape :

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

O2 (g) + 4 H + (aq)   =   2 H2O (ℓ)

Quatrième étape :

On équilibre les charges avec les électrons.

O2 (g) + 4 H + (aq)   + 4 e =   2 H2O (ℓ)

d)-  Couple HOCl (aq) / Cl2 (g) :

 

Demi-équation électronique

Première étape :

On écrit le couple oxydant / réducteur

HOCl (aq) = Cl2 (g) 

Deuxième étape :

On équilibre l’élément chlore

2 HOCl (aq) = Cl2 (g) 

Troisième étape :

On équilibre l’élément oxygène avec de l’eau

2 HOCl (aq) =  Cl2 (g) + 2 H2O (ℓ)

Quatrième étape :

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

2 HOCl (aq) + 2 H + (aq)   =   Cl2 (g) + 2 H2O (ℓ)

Cinquième étape :

On équilibre les charges avec les électrons.

2 HOCl (aq) + 2 H + (aq) + 2 e =   Cl2 (g) + 2 H2O (ℓ)

 

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

 

Les piles SR 44 à oxyde d’argent alimentent les calculatrices, les montres, etc. Leur électrolyte est constitué de potasse K+ (aq) + HO (aq).

Lorsque ces piles fonctionnent, les réactions aux électrodes ont pour équation :

Ag2O (s) + H2O (ℓ) + 2 e → 2 Ag (s) + 2 HO  (aq)

Zn (s) + 2 HO  (aq)  →  ZnO (s) + H2O (ℓ) + 2 e

1)- L’électrode de zinc est-elle la borne positive de cette pile ?

2)- Quels sont les couples oxydant / réducteur mis en jeu ?

3)- Écrire l’équation de la réaction de fonctionnement de ces piles.

 

1)- L’électrode de zinc :

-     À l’électrode de zinc se produit la réaction suivante :
-     Zn (s) + 2 HO  (aq)  →  ZnO (s) + H2O (ℓ) + 2 e
-     Cette réaction cède des électrons, c’est une oxydation.
-     L’oxydation se produit à l’anode.
-     La borne de zinc constitue la borne négative de la pile.

2)- Les couples oxydant / réducteur mis en jeu :

-     Couple 1 : Ag2O (s) / Ag (s)
-     Couple 2 : ZnO (s) / Zn (s)
-     Remarque : un moyen de retrouver l’oxydant et le réducteur d’un couple Ox / Red
-     D’après la demi-équation électronique suivante :
-     Ox + n e = Red
-     L’oxydant du couple se trouve avec les électrons.
-     Car l’oxydant est réduit et le réducteur oxydé.

3)- Équation bilan de la réaction de fonctionnement de ces piles :

Ag2O (s) + H2O (ℓ) + 2 e → 2 Ag (s) + 2 HO  (aq)

Zn (s) + 2 HO  (aq)  →  ZnO (s) + H2O (ℓ) + 2 e

Ag2O (s) +  Zn (s)    2 Ag (s)  +    ZnO (s)

 

VII- Exercice 24 page 301. Accumulateur lithium-ion.

 

Les accumulateurs lithium-ion alimentent des téléphones et ordinateurs portables, des voitures électriques, etc., car ils ont des caractéristiques très intéressantes.

Lorsqu’un accumulateur lithium-ion débite un courant, l’électrode de graphite est le lieu de la réaction d’équation :

Li (graphite) → (graphite) + Li+ + e

À l’autre électrode a lieu la réaction d’équation :

CoO2 + Li+ + eCoLiO2

1)- Le lithium est-il oxydé ou réduit à l’électrode de graphite ?

2)- Cette électrode constitue-t-elle le pôle positif de l’accumulateur ? Justifier la réponse.

3)- Écrire l’équation bilan de la réaction de fonctionnement en générateur de l’accumulateur.

Le fonctionnement en générateur de l’accumulateur est schématisé ci-dessous :

 

4)- Quels sont les porteurs de charge responsables du passage du courant dans les différentes parties du circuit ?

5)- Quel est le réactif qui limite la durée de fonctionnement de l’accumulateur en générateur ?

6)- Lorsque l’accumulateur est déchargé, on le recharge en le reliant à un générateur électrique. La réaction traduisant la charge est l’inverse de celle qui se produit lors de la décharge.

a)-   Quel doit être alors le sens de déplacement des électrons dans le circuit extérieur à l’accumulateur ?

b)-  Pour cela, à quelle électrode doit-on relier la borne positive du générateur électrique ?

c)-   Quel est la transformation d’énergie qui a lieu dans l’accumulateur lors de la charge ?

 

1)- Étude du lithium :

-     Le lithium subit la réaction suivante :

Li (graphite) → (graphite) + Li+ + e

-     Cette réaction cède des électrons : c’est une oxydation.
-     Le lithium est oxydé.

2)- L’électrode de graphite :

-     Cette électrode où se produit l’oxydation du lithium est la borne négative du générateur, l’anode.

3)- Équation bilan de la réaction :

Li (graphite) → (graphite) + Li+ + e

CoO2 + Li+ + eCoLiO2

Li (graphite) +  CoO2   (graphite)  +    CoLiO2

4)- Réactif limitant de l’accumulateur :

-     Le réactif limitant est le lithium, car il est oxydé à l’électrode de graphite en Li+ qui se déplace vers l’autre électrode à l’intérieur de l’accumulateur (électrode constituée d’oxyde de cobalt CoO2)

5)- Étude du fonctionnement en générateur :

-     Les porteurs de charge responsables du passage du courant dans les différentes parties du circuit sont :
-     Les électrons à l’extérieur du générateur
-     Les ions lithium à l’intérieur du générateur.

 

6)- Charge de l’accumulateur :

a)-   Sens de déplacement des électrons dans ce cas :

 

-     Les électrons doivent circuler dans le sens inverse dans ce cas, c’est-à-dire de l’électrode constituée d’oxyde de cobalt CoO2 vers l’électrode de graphite à l’extérieur de l’accumulateur.

b)-  Branchement du générateur qui permet la charge de l’accumulateur.

-     Dans ce cas, le générateur impose le sens du courant dans le circuit. Le courant sort de la borne positive de ce générateur.
-     Les électrons circulent dans le sens inverse du sens du courant.
-     La borne négative du générateur est reliée à l’électrode de graphite de l’accumulateur.

c)-   Transformation d’énergie qui a lieu dans l’accumulateur leur de la charge :

-     Lors de la charge de l’accumulateur par le générateur, on transforme de l’énergie électrique en énergie chimique.
-     Il se produit les réactions inverses aux niveaux des électrodes.
-   On réalise une électrolyse.
-     Remarque : on transforme aussi de l’énergie électrique en énergie thermique.

 

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

 

La gravure à l’eau forte est une méthode de reproduction ancienne. L’artiste dessine à l’aide d’une pointe en métal sur une plaque de cuivre recouverte de vernis. Lorsque la gravure est terminée, la plaque est plongée dans une solution d’acide nitrique, H+ (aq) + NO3 (aq), anciennement appelée eau forte : les parties de cuivre non protégées par le vernis sont attaquées par les ions nitrate NO3 (aq) et la solution utilisée devient bleue.

La plaque est ensuite rincée à l’eau et le vernis restant est enlevé : la gravure est terminée.

Le dessin peut être reproduit sur les feuilles de papier en remplissant d’encre les sillons creusés par l’acide.

1)- Première partie :

a)-   Quel est l’ion responsable du bleuissement de la solution ?

b)-  Le métal cuivre est-il l’oxydant ou le réducteur ? Écrire la demi-équation d’oxydoréduction du couple oxydant / réducteur mis en jeu.

2)- Deuxième partie :

a)-   Les ions nitrate NO3 (aq) constituent-ils l’oxydant ou le réducteur ?

b)-  L’espèce conjuguée de l’ion nitrate NO3 (aq) est le monoxyde d’azote NO (g). Écrire la demi-équation correspondante en présence d’ions hydrogène H+ (aq).

c)-   En déduire l’équation de la réaction.

d)-  Pourquoi doit-on utiliser une solution d’acide nitrique et non une solution de nitrate de potassium K+ (aq) + NO3 (aq) ?

 

 

1)- Première partie :

a)-   L’ion responsable du bleuissement de la solution :

-     C’est l’ion cuivre II Cu2+ (aq).

b)-  Le cuivre métal : Cu (s).

-     Les ions cuivre II obtenus proviennent du cuivre métal
-     IL se produit la réaction suivante :
-     Cu (s) → Cu2+ (aq) + 2 e
-     C’est une oxydation : c’est le réducteur qui est oxydé
-     Le cuivre métal Cu (s) est le réducteur.

2)- Deuxième partie :

a)-   L’ion nitrate NO3 (aq) :

-     Au cours d’une réaction d’oxydoréduction, le réducteur d’un couple est oxydé et l’oxydant d’un autre couple est réduit :
-     En conséquence, l’ion nitrate NO3 (aq) a été réduit, c’est l’oxydant de la réaction.

b)-  Couple NO3 (aq) / NO (g) :

 

Demi-équation électronique

Première étape :

On écrit le couple oxydant / réducteur

NO3 (aq) = NO (g)  

Deuxième étape :

On équilibre l’élément oxygène avec de l’eau

NO3 (aq) = NO (g)  +  2 H2O (ℓ)

Troisième étape :

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

NO3 (aq) + 4 H + (aq)   =   NO (g)  +  2 H2O (ℓ)

Quatrième étape :

On équilibre les charges avec les électrons.

NO3 (aq) + 4 H + (aq) + 3 e =   NO (g)  +  2 H2O (ℓ)

c)-   L’équation de la réaction :

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

2 (NO3 (aq) + 4 H + (aq) + 3 e =   NO (g)  +  2 H2O (ℓ) )

2 NO3 (aq) + 3 Cu (s) + 8 H + (aq) → 2 NO (g) + 3 Cu2+ (aq) + 4 H2O (ℓ)  

d)-  Choix de la solution aqueuse :

-     Les réactifs de la réaction précédente sont :
-     Les ions nitrate NO3 (aq),
-     Le cuivre métal Cu (s)
-     Et les ions hydrogène H + (aq).
-     Il faut utiliser la solution d’acide nitrique, H+ (aq) + NO3 (aq), car elle apporte, les ions nitrate NO3 (aq) mais aussi les ions hydrogène H + (aq) qui sont indispensables à la réaction précédente.
-     La solution de nitrate de potassium, K+ (aq) + NO3 (aq), n’apporte que les ions nitrate NO3 (aq).
-   Les ions potassium, K+ (aq) ne participent pas à la réaction.