Les générateurs électrochimiques

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1 Les générateurs électrochimiques
Thème 3 : L’énergie et ses transferts / CHAP6 Les générateurs électrochimiques

2 Oxydoréduction  EXP1 - Dans un tube à essai, introduire un peu de solution contenant les ions Fe2+ puis ajouter quelques gouttes d’une solution d’hydroxyde de sodium (soude).  Observations - En rajoutant de la soude dans une solution contenant les ions Fe2+, on obtient un précipité vert

3 - Observer la surface de la poudre de fer
 EXP2 - Dans un tube à essais contenant une solution peu concentrée de sulfate de cuivre, introduire de la poudre de fer puis agiter jusqu'à ce que la couleur bleue de la solution disparaisse - Observer la surface de la poudre de fer - Verser quelques gouttes de soude dans la solution. Solution de sulfate de cuivre: (Cu2+ ; SO42-) Poudre de fer: Fe

4 - La solution devient verdâtre et on observe un dépôt de cuivre
 Observations - La solution devient verdâtre et on observe un dépôt de cuivre - En versant de la soude dans le tube, en fin de réaction, on obtient un précipité de couleur verte - La réaction a donc produit des ions Fe2+

5 Equation de la réaction
Mélange réactionnel : Réactifs : Espèces indifférentes : Produits : SO42-, Cu2+, Fe Cu2+, Fe SO42- Cu, Fe2+ Equation de la réaction Cu2+ + Fe  Cu + Fe2+

6 Cu2+ + Fe  Cu + Fe2+ Fe  Fe2+ + 2 e- Cu2+  Cu + 2 e-
 Interprétation de la réaction Cu2+ + Fe  Cu + Fe2+ L’atome Fe perd 2 électrons pour donner Fe2+ Fe  Fe2+ + 2 e- Cu  Cu + 2 e- Fe + Cu2+  Fe2+ + Cu Un ion Cu2+ a gagné 2 électrons pour donner Cu

7 Toute réaction chimique mettant en jeu un transfert d’électrons est appelée réaction d’oxydoréduction Au cours d’une réaction d’oxydoréduction: - le réactif qui perd des électrons est appelé réducteur : on dit qu’il s’oxyde - le réactif qui gagne des électrons est appelé oxydant : on dit qu’il se réduit Un couple oxydant/réducteur OX/RED est l’association d’un oxydant et d »un réducteur du même élément chimique

8 Fe  Fe2+ + 2 e- Cu2+ + 2 e-  Cu Cu2+ + Fe  Cu + Fe2+
OXYDATION Cu e-  Cu REDUCTION Cu2+ + Fe  Cu + Fe2+ Le fer est un ; il a été en ion Fe2+ , lors d'une réaction réducteur oxydé d’oxydation L’ion Cu2+ est un ; il a été en cuivre , lors d'une réaction oxydant réduit de réduction 2 couples oxydant/réducteur Fe2+/Fe Cu2+/Cu

9 - Il se forme des paillettes d’argent sur le fil de cuivre
 EXP3 - Plongeons un fil de cuivre dans un tube à essai contenant une solution concentrée de nitrate d'argent. Solution de nitrate d’argent: (Ag+ ; NO3-) Fil de cuivre: Cu  Observations - Il se forme des paillettes d’argent sur le fil de cuivre - La solution devient bleue; la réaction a donc produit des ions Cu2+

10 Equation de la réaction
Mélange réactionnel : Réactifs : Espèces indifférentes : Produits : NO3-, Ag+, Cu Ag+, Cu NO3- Ag , Cu2+ Equation de la réaction 2 Ag+ + Cu  Cu Ag 2

11 2 Ag+ + Cu  2 Ag + Cu2+ Cu  Cu2+ + 2 e- Ag+  Ag + e- (X 2)
 Interprétation de la réaction 2 Ag+ + Cu  2 Ag + Cu2+ L’atome Cu perd 2 électrons pour donner Cu2+ Cu  Cu2+ + 2 e- Ag  Ag + e- (X 2) Cu + 2 Ag+  Cu Ag Un ion Ag+ a gagné 1 électron pour donner Ag

12 Cu  Cu2+ + 2 e- Ag+ + e-  Ag (X 2) 2 Ag+ + Cu  2 Ag + Cu2+
OXYDATION Ag+ + e-  Ag (X 2) REDUCTION 2 Ag+ + Cu  2 Ag + Cu2+ Le cuivre est un ; il a été en ion Cu2+ , lors d'une réaction réducteur oxydé d’oxydation L’ion Ag+ est un ; il a été en argent , lors d'une réaction oxydant réduit de réduction 2 couples oxydant/réducteur Cu2+/Cu Ag+/Ag

13  EXP4 - Dans un tube à essai, introduire un peu de poudre de fer et ajouter un peu d’acide chlorhydrique  - Poser un bouchon sur le tube pendant quelques secondes puis approcher une allumette près de l’ouverture du tube - Apres quelques minutes, introduire quelques gouttes de soude dans le tube. Acide chlorhydrique: (H+ ; Cl-) Poudre de fer: Fe

14 - On observe une effervescence; il y a donc dégagement d’un gaz
 Observations - On observe une effervescence; il y a donc dégagement d’un gaz - Ce gaz détonne en présence d’une allumette C’est du dihydrogène - En versant de la soude dans le tube, en fin de réaction, on obtient un précipité de couleur verte - La réaction a donc produit des ions Fe2+

15 Equation de la réaction
Mélange réactionnel : Réactifs : Espèces indifférentes : Produits : H+, Cl-, Fe H+, Fe Cl- H2 , Fe2+ Equation de la réaction 2 H+ + Fe  H2 + Fe2+

16 2 H+ + Fe  H2 + Fe2+ Fe  Fe2+ + 2 e- 2 H+  H2 + e- 2
 Interprétation de la réaction 2 H+ + Fe  H2 + Fe2+ Fe  Fe2+ + 2 e- L’atome Fe perd 2 électrons pour donner Fe2+ 2 H  H2 + e- 2 Fe + 2 H+  Fe2+ + H2 2 ions H+ gagnent 2 électrons pour donner H2

17 Fe  Fe2+ + 2 e- 2 H+ + 2 e-  H2 Fe + 2 H+  Fe2+ + H2
OXYDATION 2 H e-  H2 REDUCTION Fe + 2 H+  Fe2+ + H2 Le fer est un ; il a été en ion Fe2+ , lors d'une réaction réducteur oxydé d’oxydation L’ion H+ est un ; il a été en molécule H2 , lors d'une réaction oxydant réduit de réduction 2 couples oxydant/réducteur Fe2+/Fe H+/H2

18  EXP5 - Dans un tube à essai, introduire un peu de grenaille d’aluminium et ajouter un peu d’acide chlorhydrique  - Poser un bouchon sur le tube pendant quelques secondes puis approcher une allumette près de l’ouverture du tube H+/H2 Al3+/Al

19 H+, Cl-, Al H+, Al Cl- H2 , Al3+ Al  Al3+ + 3 e- 2 H+ + 2 e-  H2
 Equation de la réaction Mélange réactionnel : Réactifs : Espèces indifférentes : Produits : H+, Cl-, Al H+, Al Cl- H2 , Al3+ Al3+/Al X2 Al  Al e- 2 H e-  H2 X3 H+/H2 2 Al + 6 H+  2 Al H2

20 Les piles au laboratoire
▪ Une pile permet de convertir de l’énergie chimique en énergie électrique ; l’énergie chimique mise en jeu provient d’une transformation chimique pont salin paroi poreuse électrode ▪ Une pile est constituée de deux compartiments (les demi-piles). électrolyte demi pile ▪ Chaque demi-pile comporte une électrode en métal, plongeant dans une substance conductrice qui contient des ions (un électrolyte).

21 ▪ Les deux compartiments sont reliés par une jonction assurant le passage des ions
▪ La jonction entre demi-piles peut être réalisée par l’intermédiaire d’un pont salin, pont salin paroi poreuse électrode électrolyte demi pile constitué d’un tube rempli d’une solution gélifiée contenant des ions susceptibles de se déplacer, ou par une paroi poreuse permettant le passage des ions de l’électrolyte.

22 ▪ La surface des électrodes est le siège de la transformation chimique mettant en jeu un transfert d’électrons :

23 Au pole négatif ( = ) des électrons sont produits au cours d’une réaction les électrons circulent ensuite dans le circuit extérieur puis arrivent à l’électrode positive anode oxydation Au pole positif ( = ) les électrons sont consommés au cours d’une réaction de cathode réduction

24 ▪ La pile Daniell (ou pile cuivre-zinc) est constituée de deux demi-piles : l’une formée d’une plaque de cuivre plongée dans une solution de sulfate de cuivre, et l’autre d’une plaque de zinc plongée dans une solution de sulfate de zinc

25 I >0 e- A I anode - + cathode Zn → Zn2+ + 2 e- Cu2+ + 2 e- → Cu
COM I NH4+ NO3- anode - + cathode 2 e- Zn2+ Zn Cu Cu 2+ 2 e- Cu(s) Zn(s) Zn → Zn e- Cu e- → Cu Zn2+ (aq) + SO42- (aq) oxydation réduction Cu2+ (aq) + SO42- (aq)

26 Pole négatif - Le zinc s’oxyde Zn → Zn e- - Le zinc est consommé. - Les ions Zn2+ passent en solution - Les électrons libérés se déplacent vers l'autre électrode, par les conducteurs du "circuit extérieur". Pole positif - Les ions cuivre se réduisent Cu e- → Cu - Les ions Cu2+ de l’électrolyte sont consommés - Du cuivre métallique se forme sur l’électrode

27 équation de la réaction lorsque la pile fonctionne
Zn → Zn e- Cu e- → Cu Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu