Piles et électrolyse (Évolution spontanée et forcée)

Exercice 1 : Comparaison de dispositifs de stockage d'énergie (7 points)

On s'intéresse à deux dispositifs courants : la batterie au plomb d'une voiture thermique et une pile bouton de type zinc-air utilisée dans les prothèses auditives.

Données

• Une pile est un système qui transforme de l'énergie chimique en énergie électrique de manière spontanée et n'est pas conçue pour être rechargée.

• Un accumulateur est un système réversible qui peut fonctionner en générateur (pile) lors de la décharge et en récepteur (électrolyseur) lors de la charge.

Questions

1. Qualifier la batterie de voiture et la pile bouton en utilisant les termes "pile" et "accumulateur". Justifier brièvement votre choix pour chaque dispositif. (2 points)

2. Pour la batterie de voiture, préciser le type de transformation (spontanée ou forcée) et la conversion d'énergie associée dans les deux situations suivantes :

a. Au démarrage du moteur. (1.5 point)

b. Lorsque le moteur tourne et que l'alternateur fonctionne. (1.5 point)

3. Une pile est considérée comme "usée" lorsque le système chimique qu'elle contient atteint l'état d'équilibre. Expliquer ce que cela signifie en comparant le quotient de réaction initial ($Q_{r,i}$) et la constante d'équilibre ($K$) de la réaction de fonctionnement. (2 points)

Exercice 2 : Étude d'une pile cuivre-zinc (7 points)

On réalise une pile Daniell en utilisant les couples oxydant-réducteur $Cu^{2+}/Cu$ et $Zn^{2+}/Zn$. La pile est constituée :

• D'une demi-pile contenant une lame de zinc ($Zn$) plongeant dans une solution de sulfate de zinc ($Zn^{2+}*{(aq)} + SO*{4}^{2-}_{(aq)}$).

• D'une demi-pile contenant une lame de cuivre ($Cu$) plongeant dans une solution de sulfate de cuivre II ($Cu^{2+}*{(aq)} + SO*{4}^{2-}_{(aq)}$).

• D'un pont salin au nitrate de potassium ($K^{+}*{(aq)} + NO*{3}^{-}_{(aq)}$) reliant les deux demi-piles.

On constate que l'électrode de zinc constitue la borne négative de la pile.

Questions

1. Identifier l'anode et la cathode de la pile. Justifier. (1 point)

2. Écrire les demi-équations des réactions se produisant à chaque électrode. (2 points)

3. En déduire l'équation de la réaction globale de fonctionnement de la pile. (1 point)

4. Réaliser un schéma complet et annoté de la pile en fonctionnement. On y fera figurer :

• Les deux demi-piles (contenu et nature des électrodes).

  • Le pont salin.

  • La polarité (+ et -) des électrodes.

  • Le sens de circulation des électrons dans le circuit extérieur.

  • Le sens de circulation des ions ($K^{+}$ et $NO_3^{-}$) dans le pont salin pour assurer l'électroneutralité des solutions. (3 points)

Exercice 3 : Production de dichlore par électrolyse (6 points)

L'industrie chimique produit du dichlore ($Cl_2$) par électrolyse d'une solution aqueuse de chlorure de sodium ($Na^{+}*{(aq)} + Cl^{-}*{(aq)}$). À l'anode, les ions chlorure sont oxydés pour former du dichlore gazeux. L'objectif est de produire une masse$m = 10,0$ kg de dichlore.

Données

• Couple oxydant-réducteur : $Cl_2(g) / Cl^{-}(aq)$

• Intensité du courant d'électrolyse (constante) : $I = 150$ kA

• Masse molaire du chlore : $M(Cl) = 35,5$ g.mol⁻¹

• Constante de Faraday : $F = 96500$ C.mol⁻¹

Questions

1. Écrire la demi-équation électronique de la réaction qui se produit à l'anode. (1 point)

2. Calculer la quantité de matière de dichlore ($n_{Cl_2}$) que l'on souhaite produire. (1 point)

3. À l'aide d'un tableau d'avancement ou d'une relation stœchiométrique, déterminer la quantité de matière d'électrons ($n_{e^-}$) nécessaire pour produire cette quantité de dichlore. (1.5 point)

4. Calculer la charge électrique totale ($Q$) qui doit traverser l'électrolyseur. (1 point)

5. Déterminer la durée $\Delta t$ de l'électrolyse nécessaire pour produire les 10,0 kg de dichlore. Le résultat sera donné en heures. (1.5 point)