EXERCICE I. La pile sous toutes ses faces (6,5pts)

On se propose dans cet exercice d'étudier quelques caractéristiques de trois ... le sens conventionnel du courant et le sens du mouvement des électrons. 1.2.



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EXERCICE I. LA PILE SOUS TOUTES SES FACES (6,5 points)
Amérique du sud 11/2008
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Depuis la découverte de la pile par Alessandro Volta en 1800, de nombreux
scientifiques ont cherché (et cherchent encore) à fabriquer des piles de
plus en plus performantes (transport plus facile, encombrement plus faible,
durée de fonctionnement plus longue, intensité débitée plus grande...).
On se propose dans cet exercice d'étudier quelques caractéristiques de
trois modèles de piles :
1. une pile "classique ", celle de J. Daniell ;
2. un accumulateur rechargeable ;
3. une pile à combustible.

Les trois parties de cet exercice sont indépendantes.

1. La pile Daniell.

Conçue en 1836 par le physicien britannique John Daniell, elle met en jeu
les deux couples Zn2+(aq) / Zn(s) et Cu2+(aq) / Cu(s). Elle offre
l'avantage sur la pile de Volta de délivrer un courant constant.
Initialement, les deux solutions étaient séparées par une paroi en terre
poreuse. Cette paroi fut remplacée par une feuille de parchemin permettant
à la pile de débiter un courant plus intense.
Le modèle présenté sur la feuille annexe, à rendre avec la copie, est
constitué de deux demi-piles reliées par un pont salin au nitrate de
potassium K+(aq) + NO3-(aq).
Les solutions aqueuses de sulfate de zinc et de sulfate de cuivre utilisées
ont la même concentration molaire en ions zinc et en ions cuivre : [ Cu2+ ]
= [ Zn2+ ] = 1,0 mol.L-1
L'électrode positive de cette pile est l'électrode de cuivre.

1.1. Légender le schéma de la figure 1 de la feuille en annexe, à rendre
avec la copie, en indiquant :
1. la nature de chaque électrode ;
2. la nature des ions métalliques présents dans les béchers ;
3. le sens conventionnel du courant et le sens du mouvement des électrons.


1.2. Écrire les équations des réactions qui se produisent aux électrodes en
précisant pour chacune d'elles s'il s'agit
d'une oxydation ou d'une réduction.
1.3. En déduire l'équation de la réaction de fonctionnement de la pile.

1.4.1. Donner l'expression littérale du quotient de réaction associé à la
réaction dont l'équation a été donnée en réponse à la question 1.3.
1.4.2. Calculer sa valeur Qr,i , dans l'état initial du système.
1.4.3. Cette valeur est-elle en accord avec la polarité de sa pile indiquée
dans l'énoncé ? Justifier.
Donnée : Pour la réaction d'équation Cu2+(aq) + Zn(s) = Cu(s) + Zn2+(aq),
la constante d'équilibre vaut K =1,9(1037.

1.5. Comment évoluent les concentrations des ions métalliques dans chacun
des béchers ?
1.6. En déduire le sens du mouvement des ions présents dans le pont salin.

2. L'accumulateur au plomb.

L'accumulateur au plomb a été inventé en 1859 par Gaston Planté. Robuste et
bon marché, il peut débiter des courants de très grandes intensités
(plusieurs centaines d'ampères). C'est pourquoi il est utilisé pour
alimenter les démarreurs des moteurs thermiques (voitures et camions).
Un élément d'accumulateur est constitué de deux électrodes, l'une en plomb
Pb(s), l'autre en plomb recouverte d'oxyde de plomb PbO2(s). Ces deux
électrodes sont immergées dans une solution aqueuse d'acide sulfurique.

L'équation de la réaction de fonctionnement de l'accumulateur en générateur
s'écrit :
PbO2(s) + 4 H+(aq) + Pb(s) = Pb2+(aq) + Pb2+(aq) + 2 H2O(l)

2.1. Identifier les deux couples oxydant/réducteur qui interviennent dans
le fonctionnement de ce générateur.

On s'intéresse dans ce qui suit à la charge de l'accumulateur.
Lors de la charge, l'accumulateur joue le rôle d'électrolyseur. Un
générateur de charge, de force électromotrice supérieure à celle de
l'accumulateur impose le sens du courant (voir figure 2 de la feuille en
annexe, à rendre avec la copie).
2.2. Sur la figure 2, indiquer l'anode et la cathode de l'accumulateur.
2.3. La transformation est-elle spontanée ou forcée ?
2.4. Écrire l'équation de la réaction chimique qui modélise dans le sens
direct la transformation chimique qui se produit lors de la charge.
2.5. Comment évolue le quotient de cette réaction par rapport à la
constante d'équilibre lors de cette transformation ?


3. La pile à combustible à hydrogène

Si le principe de la pile à combustible est connu depuis 1839 (C. Schönbein
puis William R. Grove), ce n'est que dans les années 1950 que Francis T.
Bacon réalise les premiers prototypes. Les piles à hydrogène alimentaient
en électricité les missions Apollo qui permirent aux astronautes américains
de se poser sur la Lune. Elles équipent encore actuellement les navettes
spatiales. Convertisseur d'énergie non polluant, la pile à hydrogène serait
le générateur idéal des voitures à moteur électrique mais le coût de
fabrication élevé (les électrodes contiennent du platine qui joue le rôle
de catalyseur) et la difficulté de stocker
le dihydrogène freinent son développement.

Une cellule de pile à hydrogène est constituée de deux électrodes poreuses
séparées par un électrolyte (acide dans le cas présent).
À la borne négative, le dihydrogène réagit suivant l'équation :
H2(g) = 2 H+(aq) + 2 e -
À la borne positive, le dioxygène réagit suivant l'équation :
O2(g) + 4 H+(aq)+ 4 e - = 2 H2O(l)
L'équation de fonctionnement de la pile s'écrit alors :
O2(g) + 2 H2(g) = 2 H2O(l)

Des essais montrent qu'une voiture munie d'un moteur électrique alimenté
par une pile à hydrogène consomme 2,5 kg de dihydrogène pour parcourir 500
km en 6 h 40 min.

3.1. Calculer la quantité de matière de dihydrogène consommée pendant la
durée du trajet.
3.2. En déduire la quantité d'électrons (en mol) qui circule dans le
circuit extérieur (on pourra s'aider d'un tableau descriptif de l'évolution
du système).
3.3. Calculer la quantité d'électricité totale débitée par la pile, puis
l'intensité du courant, supposée constante pendant la durée du trajet.
Remarque : l'intensité calculée, très grande, ne correspond pas à la
réalité car, dans une voiture, plusieurs éléments de pile sont montés en
série.

Données : Masse molaire atomique de l'hydrogène M(H) = 1,00
g.mol-1
1 faraday (1F) = 9,65(104 C.mol-1
Constante d'Avogadro : NA =6,02 ( 1023 mol-1
Charge électrique élémentaire : e = 1,60 ( 10 -19 C

ANNEXE DE L'EXERCICE I :

À RENDRE AVEC LA COPIE

-----------------------
électrolyte

H+(aq)

H2(g)

O2(g)

vapeur d'eau

électrodes poreuses

vapeur d'eau

-

+

Accumulateur au plomb

Figure 2

Générateur (chargeur)

i

+

-

Figure 1

[pic]

[pic]

[pic]

ions ........

ions ........

résistance

R

+

-

.........

.........


....