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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 Zn²⁺ 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 SO₄^2–.

-  La solution aqueuse de sulfate de zinc II contient des ions zinc II, Zn²⁺ et des ions sulfate SO₄^2–.

-  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.

-  U_Cu-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) → Zn²⁺ (aq)  +  2 e ^–

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

Cu²⁺ (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

Cu²⁺ (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) → Zn²⁺ (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 :

-  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.

-  U_Cu-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) → Cu²⁺ (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) → Cu²⁺ (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 :

-  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⁺, Cu²⁺, Zn²⁺

-  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) → Cu²⁺ (aq)  +  2 e ^–

-  Le cuivre métal cède des électrons

-  Ou la réaction suivante : Cu²⁺ (aq)  +  2 e ^– →  Cu (s)

-  L’ion cuivre II capte des électrons.

-  Les deux espèces Cu²⁺ (aq) et Cu (s) sont dites conjuguées et forment un couple oxydant / réducteur, noté Cu²⁺ (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 : Cu²⁺ / Cu, Ag⁺ / Ag, Zn²⁺ / Zn

-  À tout couple oxydant / réducteur, on associe la demi-équation électronique d’oxydoréduction suivante :

Ox  +  n e ^–  =  Red

-  Exemple : Cu²⁺ (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 : 

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

-  Remarque :

►  Cas de la pile zinc-cuivre :

-  Équation de la réaction :

 

-  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 + SO₄^2– 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 :

-  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 Cu²⁺ (aq) sont réduits en cuivre métal Cu (s)

-  Et le zinc métal Zn (s) est oxydé en ions zinc II Zn²⁺ (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 Zn²⁺ (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.

 

-  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 Cu²⁺ (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 :

►  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 :

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

b)-  Exemple 2 : Le couple Cr₂O₇^2– (aq)  / Cr³⁺ (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 Cr³⁺ (aq). Elle prend une teinte verte.

-  Exercice : écrire la demi-équation électronique du couple Cr₂O₇^2– (aq) / Cr ³⁺ ((aq).

 

-  Remarque : le couple Cr₂O₇^2– (aq) / Cr³⁺ (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) / Cr³⁺ (aq) et CH₃COOH (ℓ) / CH₃CH₂OH (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.