Energie chimique et énergie électrique

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Energie chimique et énergie électrique

Partie 2. Cinétique des réactions d’oxydo-réduction 2.2. Transformations redox spontanées

Objectifs du chapitre

→ Notions à connaître :

 Transformations spontanées o Notion de potentiel mixte

o Fonctionnement d’une pile électrochimique

→ Capacités minimales :

 Positionner un potentiel mixte sur un tracé de courbes courant-potentiel.

 Identifier piles, accumulateurs et électrolyseurs comme dispositifs mettant en jeu des conversions entre énergie chimique et énergie électrique.

 Utiliser les courbes courant-potentiel pour rendre compte du fonctionnement d’une pile électrochimique et prévoir la valeur de la tension à vide.

Les courbes courant-potentiel permettent de rendre compte du caractère spontané ou non d’une transformation d’oxydo- réduction. Les piles constituent ici encore un outil d’étude important car les résultats obtenus pour ces systèmes peuvent être généralisés aux transformations d’oxydoréduction spontanées.

Problématiques :

1. Comment identifier le caractère spontané ou non d’une transformation d’oxydo-réduction ? 2. Comment la présence de dipôles modifie-t-elle la tension aux bornes d’une pile ?

L’étude des piles sera abordée dans les deux cas suivants :

 Pile court-circuitée (bornes reliées par un fil) : application à la corrosion des métaux ;

 Pile alimentant un ensemble de dipôles

1. Pile court-circuitée

1.1. Conséquences d’un court-circuit Quelles sont les conséquences d’un court-circuit de la pile ? Justifier.

 Au niveau de potentiels des deux électrodes ?

(2)

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 Au niveau des intensités cathodiques et anodiques ?

1.2. Lecture des courbes courant-potentiel

Tracer l’allure des courbes courant-potentiel des couples impliqués dans la pile précédente en supposant les systèmes rapides.

Données :

 E°(Pb ²⁺ /Pb) = - 0,13 V et E° (Ag ⁺ /Ag) = 0,80 V

 La concentration des cations métalliques est égale à 0,10 mol.L ^-1 dans les deux compartiments.

A partir des conclusions de la partie précédente sur le court-circuit de la pile et des courbes courant-potentiel,

 Expliquer pourquoi il y a un transfert d’électrons spontané entre les deux couples.

 Dans quel sens se déroule le transfert d’électrons ?

 Quel est le point de fonctionnement de la pile court-circuitée ?

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-3-

1.3. Généralisation : transformation spontanée Potentiel mixte :

Dans les quatre situations suivantes, dire s’il se déroule une transformation spontanée. Discuter éventuellement de sa vitesse.

(4)

-4- 1.4. Etude de cas

Expl 1 : Une lame de zinc plongeant dans une solution de sulfate de cuivre (II) se recouvre immédiatement de cuivre. La coloration bleue de la solution caractéristique des ions Cu ²⁺ s’estompe progressivement.

Tracer des courbes courant-potentiel compatibles avec cette situation expérimentale.

Ecrire l’équation de réaction modélisant la transformation qui s’effectue.

Le tracé des courbes courant-potentiel se limite aux branches mettant en jeu en tant que réactif, uniquement les espèces présentes dans le milieu.

Pourquoi un tel système peut-il être assimilé à une pile court-circuitée ?

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Expl 2 : Plongé dans une solution d’acide sulfurique, un fil de plomb n’est pas altéré. En revanche, si on vient le toucher dans la solution avec un fil de platine, on observe un dégagement de dihydrogène et une production d’ions Pb ²⁺ .

Justifier à l’aide des courbes courant-potentiel fournies ci-dessous, ces deux observations.

i

E

Par analogie, expliquer pourquoi une corrosion est observée à la jonction des deux métaux sur ce radiateur.

(6)

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Expl 3 : Pile d’aération d’Evans : on dépose sur une plaque d’acier décapée une goutte d’une solution contenant : o De la phénolphtaléine (qui prend une coloration rose quand le milieu devient basique)

o Un agent précipitant les ions Fe ²⁺

Etat initial Etat final

Montrer que le potentiel du couple O 2 /H 2 O dépend de la pression partielle en dioxygène.

Sachant que les couples en jeu sont O 2 /H 2 O et Fe ²⁺ /Fe, montrer que d’après le résultat obtenu, le métal sous la goutte s’est divisé en deux zones : une zone cathodique en périphérie (fortement aérée) et une zone anodique au centre.

Proposer des courbes courant-potentiel compatible avec la situation observée.

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2. Fonctionnement d’une pile alimentant un ensemble de dipôles

Quelle différence en termes de potentiels des demi-piles induit le branchement de dipôles entre les bornes de la pile ?

Comment trouve-t-on les caractéristiques de fonctionnement dans le cas d’une pile lorsqu’elle alimente un circuit ? Où lire la valeur de la tension à vide ?

Expl : pile Zn │Zn ²⁺ , SO 4 2− ║Cu ²⁺ , SO 4 2− │Cu

Energie chimique et énergie électrique

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Energie chimique et énergie électrique

Partie 2. Cinétique des réactions d’oxydo-réduction 2.2. Transformations redox spontanées

Objectifs du chapitre

→ Notions à connaître :

 Transformations spontanées o Notion de potentiel mixte

o Fonctionnement d’une pile électrochimique

→ Capacités minimales :

 Positionner un potentiel mixte sur un tracé de courbes courant-potentiel.

 Identifier piles, accumulateurs et électrolyseurs comme dispositifs mettant en jeu des conversions entre énergie chimique et énergie électrique.

 Utiliser les courbes courant-potentiel pour rendre compte du fonctionnement d’une pile électrochimique et prévoir la valeur de la tension à vide.

Problématiques :

1. Comment identifier le caractère spontané ou non d’une transformation d’oxydo-réduction ? 2. Comment la présence de dipôles modifie-t-elle la tension aux bornes d’une pile ?

L’étude des piles sera abordée dans les deux cas suivants :

 Pile court-circuitée (bornes reliées par un fil) : application à la corrosion des métaux ;

 Pile alimentant un ensemble de dipôles

1. Pile court-circuitée

1.1. Conséquences d’un court-circuit Quelles sont les conséquences d’un court-circuit de la pile ? Justifier.

 Au niveau de potentiels des deux électrodes ?

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 Au niveau des intensités cathodiques et anodiques ?

1.2. Lecture des courbes courant-potentiel

Tracer l’allure des courbes courant-potentiel des couples impliqués dans la pile précédente en supposant les systèmes rapides.

Données :

 E°(Pb 2+ /Pb) = - 0,13 V et E° (Ag + /Ag) = 0,80 V

 La concentration des cations métalliques est égale à 0,10 mol.L -1 dans les deux compartiments.

A partir des conclusions de la partie précédente sur le court-circuit de la pile et des courbes courant-potentiel,

 Expliquer pourquoi il y a un transfert d’électrons spontané entre les deux couples.

 Dans quel sens se déroule le transfert d’électrons ?

 Quel est le point de fonctionnement de la pile court-circuitée ?

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1.3. Généralisation : transformation spontanée Potentiel mixte :

Dans les quatre situations suivantes, dire s’il se déroule une transformation spontanée. Discuter éventuellement de sa vitesse.

-4- 1.4. Etude de cas

Expl 1 : Une lame de zinc plongeant dans une solution de sulfate de cuivre (II) se recouvre immédiatement de cuivre. La coloration bleue de la solution caractéristique des ions Cu 2+ s’estompe progressivement.

Tracer des courbes courant-potentiel compatibles avec cette situation expérimentale.

Ecrire l’équation de réaction modélisant la transformation qui s’effectue.

Le tracé des courbes courant-potentiel se limite aux branches mettant en jeu en tant que réactif, uniquement les espèces présentes dans le milieu.

Pourquoi un tel système peut-il être assimilé à une pile court-circuitée ?

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Expl 2 : Plongé dans une solution d’acide sulfurique, un fil de plomb n’est pas altéré. En revanche, si on vient le toucher dans la solution avec un fil de platine, on observe un dégagement de dihydrogène et une production d’ions Pb 2+ .

Justifier à l’aide des courbes courant-potentiel fournies ci-dessous, ces deux observations.

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Par analogie, expliquer pourquoi une corrosion est observée à la jonction des deux métaux sur ce radiateur.

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Expl 3 : Pile d’aération d’Evans : on dépose sur une plaque d’acier décapée une goutte d’une solution contenant : o De la phénolphtaléine (qui prend une coloration rose quand le milieu devient basique)

o Un agent précipitant les ions Fe 2+

Etat initial Etat final

Montrer que le potentiel du couple O 2 /H 2 O dépend de la pression partielle en dioxygène.

Sachant que les couples en jeu sont O 2 /H 2 O et Fe 2+ /Fe, montrer que d’après le résultat obtenu, le métal sous la goutte s’est divisé en deux zones : une zone cathodique en périphérie (fortement aérée) et une zone anodique au centre.

Proposer des courbes courant-potentiel compatible avec la situation observée.

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2. Fonctionnement d’une pile alimentant un ensemble de dipôles

Quelle différence en termes de potentiels des demi-piles induit le branchement de dipôles entre les bornes de la pile ?

Comment trouve-t-on les caractéristiques de fonctionnement dans le cas d’une pile lorsqu’elle alimente un circuit ? Où lire la valeur de la tension à vide ?

Expl : pile Zn │Zn 2+ , SO 4 2− ║Cu 2+ , SO 4 2− │Cu

 E°(Pb ²⁺ /Pb) = - 0,13 V et E° (Ag ⁺ /Ag) = 0,80 V

 La concentration des cations métalliques est égale à 0,10 mol.L ^-1 dans les deux compartiments.

Expl 1 : Une lame de zinc plongeant dans une solution de sulfate de cuivre (II) se recouvre immédiatement de cuivre. La coloration bleue de la solution caractéristique des ions Cu ²⁺ s’estompe progressivement.

Expl 2 : Plongé dans une solution d’acide sulfurique, un fil de plomb n’est pas altéré. En revanche, si on vient le toucher dans la solution avec un fil de platine, on observe un dégagement de dihydrogène et une production d’ions Pb ²⁺ .

o Un agent précipitant les ions Fe ²⁺

Sachant que les couples en jeu sont O 2 /H 2 O et Fe ²⁺ /Fe, montrer que d’après le résultat obtenu, le métal sous la goutte s’est divisé en deux zones : une zone cathodique en périphérie (fortement aérée) et une zone anodique au centre.

Expl : pile Zn │Zn ²⁺ , SO 4 2− ║Cu ²⁺ , SO 4 2− │Cu