Aurélie 28/06/11
 

 

    Des piles qui évoluent : bac S Réunion 2011.




En mars 1800, le physicien italien Volta inventa la pile. Elle était composée d'un empilement de petits disques de cuivre et de zinc alternés. Chaque disque était séparé l'un de l'autre par un bout de carton imbibé de saumure,
eau salée de formule ( Na+aq +Cl-aq ). Mais la pile de Volta fut rapidement abandonnée car la tension à ses bornes chutait trop rapidement. On fabriqua ensuite la pile à deux liquides séparés : la pile Daniell,
qui fut longtemps utilisée par ceux qui recherchaient une source durable d'énergie.
Les piles sont devenues des éléments omniprésents de notre vie quotidienne et l'objet d'un marché mondial considérable. La mise au point de nouvelles technologes et l'amélioration de leurs performances ont donc été nécessaires. Par exemple la pile argent-zinc a permis de remplacer des technolgies dépassées ou interdites pour leurs dangers pour l'environnement ( piles au mercure ). Elle est utilisée dans l'horlogerie notamment. Pour la fabriquer il est nécessaire de fabriquer du zinc de façon industrielle par électrolyse.
La pile de Volta.
Volta utilisait l'eau salée plutôt que l'eau pure pour imbiber le carton entre chaque disque.
Quelle propriété de l'eau salée faisait-il intervenir ?
L'eau salée est un électrolyte : c'est un bien meilleur conducteur électrique que l'eau "pure".
Quelle est la nature des porteurs de charges qui peuvent se déplacer dans le disque de carton imbibé ?
Les ions
  Na+aq et Cl-aq peuvent se déplacer.
L'équation de fonctionnement de cette pile s'écrit :
Zn(s) + 2H2O(l) = Zn2+aq + H2(g) +2HO-aq.
L'une des deux demi-équations est : Zn(s) = Zn2+aq +2e-.
Trouver l'autre demi-équation.
2H2O(l) +2e- = H2(g) +2HO-aq.
Rappeler la définition d'un réducteur, puis indiquer quel est le réducteur dans cette pile.
Le zinc est le réducteur : il s'oxyde en ion Zn2+aq et libère deux électrons.



On peut représenter le fonctionnement d'un élément de cette pile débitant dans un conducteur ohmique, de résistance R.
Compléter le schéma en indiquant le sens de déplacement des électrons , la borne positive et la borne négative.

Quel appareil pourrait-on brancher dans le montage pour mesurer l'intensité du courant dans le conducteur ohmique ? Comment le brancherait-on ?
Un ampèremètre monté en série avec le conducteur ohmique mesure l'intensité du courant.

Production du zinc.
Le zinc peut être préparé par électrolyse d'une solution aqueuse de sulfate de zinc ( Zn2+aq +SO42-aq ) acidifiée par l'acide sulfurique ( 2H+aq + SO42-aq). On observe un dégagement de dioxygène sur l'anode et un dépôt de zinc sur la cathode. Les électrodes utilisées sont inertes et l'ion sulfate ne participe pas aux réactions électrochimiques.
On donne : couples oxydant / réducteur : Zn2+aq / Zn(s) ; H+aq / H2(g) ; O2(g) / H2O(l).
NA = 6,0 1023 mol-1 ; 1 F = 9,65 104 C mol-1 ; e = 1,6 10-19 C ; M(Zn) = 65,4 g/mol.

Faire le schéma de l'électrolyse d'une solution de sulfate de zinc qui pourrait être réalisée au laboratoire.
Préciser la nature et le sens du déplacement des porteurs de charges dans le circuit  électrique à l'extérieur de l'électrolyseur ainsi que la polarité du générateur.



Indiquer les formules chimiques de toutes les espèces présentes à l'état initial dans la solution.
Eau H2O ; Zn2+aq  ; SO42-aq ; H+aq ; HO-aq très minoritaire.
Ecrire les demi-équations des réactions susceptibles de se produire aux électrodes compte tenu des observations et sachant que l'eau subit une oxydation à l'anode.
Réduction à la cathode : Zn2+aq +2e- = Zn(s).

Oxydation de l'eau à l'anode : H2O(l) = ½O2(g) + 2H+aq + 2e-.

Ecrire l'équation de la réaction de cette électrolyse.
Zn2+aq +H2O(l) = Zn(s) + ½O2(g) + 2H+aq.
S'agit-il d'une transformation spontanée ou forcée ? Justifier.
L'électrolyse nécessite un apport d'énergie sous forme électrique  de la part du générateur  ( ce dernier impose le sens d'évolution de la réaction chimique ) : il s'agit d'une transformation forcée.
Dans l'industrie, l'intensité du courant est I = 4,3 104 A et la tension maintenue entre les électrodes U =3,5 V.
Calculer la quantité d'électricité Q qui traverse l'électrolyseur en 24 heures.
Q = I Dt = 4,3 104 *24*3600 =3,7152 109 ~3,7 109 C.
Montrer que la quantité d'électrons qui circulent pendant cette même durée est ne- =3,9 104 mol.
ne- =Q / F = 3,7152 109 / 96500 =3,85 104 ~3,9 104 mol.






Calculer alors n(Zn), la quantité de zinc formé, puis m(Zn) la masse de zinc produit en 24 heures.
Le zinc étant bivalent : n(Zn) = ½ ne- =0,5*3,85 104 ~1,9 104 mol.
m(Zn) = n(Zn) * M(Zn) = 1,925 104 *65,4 =1,26 106 g = 1,3 tonnes.
Vérifier que la concentration en ion zinc dans la solution au bout de 24 heures est [Zn2+]fin = 6,1 mol/L. Elle était de 10 mol/L initialement, pour un volume V = 5,0 m3 de solution dans la cuve.
n(Zn2+) début = [Zn2+]début V = 10 * 5,0 103 =5,0 104 mol.
n(Zn2+) disparu =1,925 104 mol.
n(Zn2+) fin =n(Zn2+) début -n(Zn2+) disparu =(5,0-1,925) 104  =3,075 104 mol.
[Zn2+]fin = n(Zn2+) fin / V = 3,075 104 /5000 =6,15 ~6,2 mol/L.







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