Transformations spontanées : les piles

Objectifs :             
-  Montrer qu’une pile est une transformation chimique spontanée entre les espèces chimiques de deux couples oxydant/réducteur
-    Montrer qu’une pile délivre un courant en circuit fermé
-     Analyser la constitution d’une pile simple (ion métallique/métal) ; étudier son fonctionnement et ses caractéristiques en circuit ouvert et en circuit fermé.

I Transformation chimique spontanée par transfert direct d’électrons

I.1) Expérience

Prélever, dans un becher, 10 mL de solution de sulfate de cuivre II (Cu2+aq + SO42‑aq) à 0,1 mol.L-1 et 10 mL de solution de sulfate de zinc (Zn2+aq + SO42‑aq) à 0,1 mol.L-1. Y plonger les lames de cuivre et de zinc, préalablement décapées.
Observer.

I.2) Questions

·        Quels sont les couples rédox mis en jeu au cours de cette transformation ? Ecrire les demi-équations associées à ces couples.
·        D’après les observations, écrire l’équation de la réaction associée à la transformation chimique du système.
·        La constante d’équilibre K associée à cette réaction est égale à 1037. En appliquant le critère d’évolution ; montrer que le sens d’évolution prévu est compatible avec les observations.

II Transformation chimique spontanée par transfert d’électrons « à distance »

II.1) Etude de la pile en circuit fermé

Dans un premier bécher, placer 10 mL de la solution de sulfate de cuivre II (Cu2+aq + SO42‑aq) à 0,1 mol.L-1 et une lame de cuivre.
Dans un second bécher, placer 10 mL de la solution de sulfate de zinc (Zn2+aq + SO42‑aq) à 0,1 mol.L-1 et une lame de zinc.
Relier les deux solutions par un pont salin.
Relier les deux plaques métalliques par un circuit électrique comportant une résistance de 100 W et un ampèremètre.
·        Faire le schéma de la pile.
·        Indiquer sur le schéma le sens du courant électrique.
·        Montrer que ce sens satisfait le critère d’évolution spontanée.
·        Ecrire l’équation des réactions ayant lieu au niveau de chaque électrode.
·        En déduire l’équation de la transformation ayant lieu lors du fonctionnement de la pile.
·        Préciser le rôle du pont salin.
·        Une pile en fonctionnement est-elle un système dans un état d’équilibre ou hors équilibre ?

II.2) Etude de la pile en circuit ouvert

·        Remplacer la résistance et l’ampèremètre par un voltmètre.
·        Qu’indique le voltmètre ?
·        Indiquer les polarités des électrodes.
·        Montrer que la polarité des électrodes était prévisible en utilisant le critère d’évolution.

Schématiser la pile :

-

Métal 1

/

Solution1, concentration

//

Solution 2, concentration

/

Métal 2

+

III Simulation du comportement électrique d’une pile

III.1) Présentation

·        On réalise une pile cuivre / argent à partir de solutions de sulfate de cuivre (Cu2+aq + SO42‑aq) et de nitrate d’argent (Ag+aq + NO3‑aq) de concentration 0,1 mol.L-1.
·        A partir de l’observation, schématiser la pile

III.2) Evolution en fonctionnement

Pour un volume V = 10 mL de solution , compléter le tableau ci-dessous

Pile n°

Equation de la réaction

2 Ag+(aq)      +      Cu(s)      =      2 Ag(s)      +      Cu2+(aq)

1

Quantité de matière dans l’état initial (mmol)

x = 0 mol

  

excès

excès

  
 

Quantité de matière au cours de la transformation : avancement x (mmol)

  

excès

excès

  

2

Quantité de matière à l’avancement

x = 4,5 mmol

  

excès

excès

  

3

Quantité de matière à l’avancement

x = 4,95 mmol

  

excès

excès

  

4

Quantité de matière à l’avancement

x = 4,995 mmol

  

excès

excès

  

Différents montages sont réalisés au bureau : Montrer que ces montages correspondent à des étapes du fonctionnement de la pile ci-dessus.

Mesurer la tension à vide pour chaque pile. Conclure.