LES PILES.

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1 LES PILES

2 TRANSFERT SPONTANÉ D’ ÉLECTRONS.

3 TRANSFERT SPONTANÉ DIRECT:
Espèces chimiques en contact.

4 Le système étudié: Il est constitué:
d’une solution de sulfate de cuivre (II) de concentration apportée C = 0,05 mol.L-1, d’une solution de sulfate de zinc (II) de concentration apportée de cuivre et de zinc métalliques.

5 Les couples en présence:
Cu2+(aq) / Cu(s) Zn2+(aq) / Zn(s)

6 Les demi équations électroniques :
Cu2+(aq) + 2e- = Cu(s) Zn2+(aq) + 2e- = Zn(s)

7 L’équation de la réaction susceptible de se produire en considérant l’ion cuivre (II) comme un réactif :

8 Cu2+(aq) + Zn(s) = Cu(s) + Zn2+(aq) Sa constante d’équilibre vaut :
K = 1,9×1037

9 Quotient de réaction initial :

10 Critère d’évolution spontanée
< Qr,i K ; le système va évoluer spontanément dans le sens de l’équation de la réaction d’oxydoréduction direct

11 EXPÉRIENCE Lame de zinc Lame de cuivre
10 mL de solution de sulfate de cuivre (II) à 0,1 mol.L-1 + 10 mL de solution de sulfate de zinc (II) à 0,1 mol.L-1

12 On observe bien conformément au critère un dépôt de cuivre sur la lame de zinc.

13 TRANSFERT SPONTANÉ INDIRECT:
Espèces chimiques séparées.

14 Solution de sulfate de zinc Solution de sulfate de cuivre (II)
EXPÉRIENCE A Lame de zinc Lame de cuivre Solution de sulfate de zinc à 0,1 mol.L-1 Solution de sulfate de cuivre (II) à 0,1 mol.L-1 Papier filtre imbibé  de solution de nitrate de potassium R COM I - +

15 les porteurs de charges sont :
Porteurs de charge responsables du passage du courant dans les différentes parties de ce circuit. Dans les métaux et les conducteurs métalliques les porteurs de charges sont : les électrons Dans les solutions aqueuses ioniques les porteurs de charges sont : les ions

16 A R COM + - Électron Cu2+ K+ NO3- Courant Zn2+ SO42-

17 A R Électron Courant Zn2+ Cu2+ SO42- K+ NO3- COM + - porteur

18 Que se passe-t-il au niveau des plaques métalliques ?
Au niveau de la plaque de zinc : Zn(s) = Zn2+(aq) + 2e- Au niveau de la plaque de cuivre: Cu2+(aq) + 2e- = Cu(s)

19 Cu2+(aq) + Zn(s) = Cu(s) + Zn2+(aq)
Le bilan: Cu2+(aq) + Zn(s) = Cu(s) + Zn2+(aq)

20 Conclusions Les électrons n’existent pas en solution aqueuse.
L’échange est indirect par l’intermédiaire du circuit extérieur. Le sens d’évolution du système est le même que pour le transfert direct.

21 Des ions Cu2+ sont  ; leur concentration Des ions Zn2+ sont ; leur concentration L’ des deux solutions est maintenue grâce au déplacement des dans le pont salin. consommés diminue formés augmente électroneutralité ions

22 CONSTITUTION ET FONCTIONNEMENT D’UNE PILE

23 CONSTITUTION

24 Mn’+ | M’ M | Mn+ || - + || Cu2+(aq)|Cu(s) Zn(s) |Zn2+(aq) Demi-pile 1
Pont salin Mn’+ | M’ M | Mn+ || - A gauche + Cu2+(aq)|Cu(s) Zn(s) |Zn2+(aq) ||

25 La plaque de métal est appelée
Une demi pile est constituée par une plaque du métal M plongeant dans une solution contenant des ions métalliques Mn+(aq). La plaque de métal est appelée Electrode Deux demi piles reliées par un pont salin constituent un générateur électrochimique aussi appelé pile.

26 FORCE ELECTROMOTRICE D’UNE PILE

27 Définition

28 MESURE E ≈ 1,1 V V COM UPN = E + -

29 Évolution spontanée d’une pile

30 Lorsqu’elle débite, une pile est un système hors équilibre.
Le critère d’évolution permet de prévoir le sens d’évolution spontané du système chimique constituant la pile  et le sens de déplacement des porteurs de charge.

31 MÉTHODE Pour la pile Cu2+(aq)|Cu(s) Zn(s)|Zn2+(aq) ||

32 Cu2+(aq) + Zn(s) = Cu(s) + Zn2+(aq)
On écrit l’équation de la réaction susceptible de se produire  Cu2+(aq) + Zn(s) = Cu(s) + Zn2+(aq) On détermine le quotient de réaction initial. On compare Qr,i à K : Qr,i < K

33 On en déduit le sens d’évolution spontané du système :
dans le sens direct de l’équation d’oxydoréduction.

34 C’est la borne négative de la pile.
On détermine les bornes + et - de pile en considérant le sens des électrons dans le circuit extérieur : Le métal zinc est oxydé, il fournit les électrons aux ions cuivre (II). Les électrons sortent par l’électrode de zinc, C’est la borne négative de la pile.

35 LA PILE A L’EQUILIBRE Qr,éq = K ; Eéq = 0 et Iéq = 0
Lorsque la pile débite, le système évolue vers son état d’équilibre. La f.e.m. diminue pour s’annuler dans l’état d’équilibre. Une pile à l’équilibre est une pile « usée » qui ne peut plus débiter de courant. Qr,éq = K ; Eéq = 0 et Iéq = 0

36 QUANTITE D’ELECTRICITE FOURNIE

37 Définitions La quantité d'électricité Q mise en jeu au cours du fonctionnement d'un générateur électrochimique est égale à la valeur absolue de la charge totale des électrons échangés. Q(C) = n(e-)(mol)×NA (mol-1)×e (C) n(e-) : Quantité d’électrons échangée (mol). NA : Constante d’Avogadro (mol-1). e : charge élémentaire = 1,60 ×10-19 C

38 Une pile, débitant un courant d'intensité constante I pendant une durée t, fait circuler une quantité d'électricité: Q(C) = I(A) × t(s) La capacité d'une pile est la quantité d'électricité maximale qu'elle peut fournir.

39 Q(C) = n(e-)(mol)×F (C.mol-1)
La valeur absolue de la charge d'une mole d'électron est appelée faraday., de symbole F : F = NA (mol-1)× e (C) F = 6,02×1023 × 1, F = 9,65 × 104 C.mol-1 DONC Q(C) = n(e-)(mol)×F (C.mol-1)

40 Quantité d’électricité et quantité de marière

41 - Cu(s) | Cu2+(aq) || Ag+(aq) | Ag(s) +
Soit la pile : - Cu(s) | Cu2+(aq) || Ag+(aq) | Ag(s) + Le métal fournit les électrons aux ions cuivre argent

42 Cu(s) = Cu2+(aq) + 2e- Ag+(aq) + e- = Ag(s)
Au pôle négatif se produit une Au pôle positif se produit une Le système évolue dans le sens de l'équation de la réaction: Oxydation Cu(s) = Cu2+(aq) + 2e- Réduction Ag+(aq) + e- = Ag(s) direct

43 2 Ag+(aq) + Cu(s) = Cu2+(aq) + 2 Ag(s)

44 Supposons que, pendant la durée
t = 1,5 min, la pile débite une intensité, considérée constante, I = 86,0 mA. La quantité d'électricité Q mise en jeu vaut:

45 2 Ag+(aq) + Cu(s) = Cu2+(aq)+ 2 Ag(s)
Equation Electrons échangés État initial En cours 2 Ag+(aq) + Cu(s) = Cu2+(aq)+ 2 Ag(s) ni(Ag+) ni(Cu) ni(Cu2+) ni(Ag) ni(Ag+) ni(Cu) ni(Cu2+) ni(Ag) 2x - - + + 2x x x 2x

46 D’après le tableau, la quantité d'électron échangés entre les deux états est égale à :
n(e-) = 2x Cette quantité d'électrons échangés est reliée à la quantité d'électricité mise en jeu par : On en déduit

47 2x x - 2x - x D'où les variations de quantités de matière pendant t :
Δn(Ag) = n(Ag) - ni (Ag) = Δn(Cu2+) = n(Cu2+ ) - ni (Cu2+ ) = Δn(Ag+) = n(Ag+) - ni (Ag+) = Δn(Cu) = n(Cu) - ni (Cu) = 2x x - 2x - x