Chapitre 4 Pile et électrolyse

L’ESSENTIEL

Les piles

Une pile électrochimique est un générateur qui convertit l’énergie chimique issue d’une réaction d’oxydoréduction spontanée en énergie électrique.

Au sein d’une pile, un transfert spontané d’électrons (Qr < Kéq) entre un oxy- dant et un réducteur se fait sans contact direct entre les réactifs.

Une pile électrochimique est constituée de 2 demi-piles, c’est-à-dire de 2 en- sembles (électrodes et solution électrolytique), reliées par un pont salin.

Le pont salin contient une solution conductrice concentrée et chimiquement inerte (K⁺, NO₃⁻ ou K⁺, Cl⁻).

À l’aide d’un ampèremètre, qui permet de visualiser le sens de circulation du courant dans un circuit relié à une pile, la polarité de cette dernière peut être déterminée. En effet, dans le circuit extérieur à la pile, les électrons se déplacent du pôle négatif au pôle positif.

La force électromotrice (f-é-m) de la pile est la tension à vide aux bornes de cette pile. Elle est positive et se mesure avec un voltmètre branché aux bornes de la pile.

La caractéristique U = f(I) d’une pile est une fonction affine : U = E – rI avec E = fém et r = résistance interne de la pile.

Tant que la pile n’est pas déchargée, elle constitue un système chimique hors équilibre : lorsque la pile fonctionne, Qr tend vers Kéq.

Une pile est déchargée lorsque Qr = Kéq, ou lorsqu’un réactif a été entièrement consommé.

La quantité d’électricité débitée par une pile pendant une durée Δt est:

Q = ℑ Δt = nI avec I = intensité du courant circulant dans le circuit (en ampère), supposée constante pendant Δt = durée en seconde ; n = nombre d’électrons échangés, en mol, pendant Δt ; ℑ = charge d’1 mol d’électrons = 96 500 C.

L’énergie libérée par une pile (ou accumulateur, ou une batterie) est:

E = U × I × Δt avec E en Joules, U en volt, I en ampère et Δt en seconde.

L’électrolyse

Dans certains cas, il est possible de forcer l’évolution d’un système en lui imposant une énergie de valeur comparable à celle qu’elle a fournie lors de son évolution spontanée.

L’électrolyse est une transformation chimique forcée, due à la circulation d’un courant débité par un générateur.

Une transformation forcée ne respecte pas les critères d’évolution spontanée.

Lors d’une électrolyse, une même quantité d’électrons est consommée à la cathode et est formée à l’anode.

La masse de produit d’une électrolyse est proportionnelle à la quantité d’électricité ayant circulé.

S’ENTRAÎNER

QCM

Les questions 1, 2 et 3 sont dépendantes les unes des autres.

Une électrolyse d’une solution de chlorure d’étain (II) (Sn²⁺, 2Cl⁻), de concentration C = 0,10 ml.L⁻¹, a duré 15 minutes. L’intensité du courant électrique, constante, était de 0,80 A. On admettra que la nature des électrodes n’a aucune influence sur les réactions. On donne:

M (Sn) = 119 g.mol⁻¹ ;

1 Faraday = 96 500 C.mol⁻¹.

Quelle est la quantité de matière d’électrons ayant réagi aux électrodes ?

A. 7,46.10⁻³ mol

B. 1,82.10⁻³ mol

C. 1,24.10⁻³ mol

D. 2,48.10⁻³ mol

Quelle est la masse d’étain formée ?

A. 0,015 g

B. 0,029 g

C. 0,444 g

D. 0,888 g

Quel est le volume de dichlore dégagé si on le suppose insoluble dans l’eau ?

On prendra pour le volume molaire des gaz : Vm = 24,0 L.mol⁻¹.

A. 179 mL

B. 90 mL

C. 22 mL

D. 42 mL

EFOM 2010 – Pile

On étudie la pile formée par les couples Zn²⁺/Zn et Cu²⁺/Cu.

A. Il s’agit de la pile de Volta

B. Il s’agit de la pile Danielle

C. Il y a oxydation au pôle positif

D. On note conventionnellement cette pile :

E. Le symbole {//} indique la séparation entre les demi-piles qui est une condition nécessaire à la naissance du courant.

EFOM 2009 – Pile zinc argent (sans calculatrice

QUESTION 1

Une pile formée des couples Ag⁺/Ag et Zn²⁺/Zn débite dans un circuit.

On donne : Ag : 110 g.mol⁻¹ ; Zn : 65 g.mol^{−1 ;} 1 F = 10⁵ C.

Déterminer l’intensité du courant sachant que la variation de masse de l’électrode d’argent est 1,10 g en 20 heures.

A. 9,5 mA

B. 25,5 mA

C. 13,9 mA

D. 36,5 mA

E. 52,5 mA

F. Autre

QUESTION 2

Déterminer la variation de masse de la lame de zinc pendant la même durée.

A. 325 mg

B. 129 mg

C. 129 mg

D. 226 mg

E. 525 mg

F. Autre

Saint-Michel 2009 – Pile

QUESTION 1 : PILE FER-ARGENT

On considère une pile Fer-Argent mettant en jeu les couples Fe²⁺/Fe et Ag⁺/Ag.

L’électrode d’argent constitue le pôle positif de la pile.

Chaque demi-pile contient 100 mL de solution de concentration initiale en cation métallique c₀ = 0,10 mol⋅L⁻¹.

On donne : M_Fe = 56 g.mol^{−1 ;} M_Ag = 108 g.mol⁻¹.

Quelles affirmations sont exactes ?

A. La cathode est constituée par la lame de fer

B. L’électrode d’argent est oxydée

C. La conduction des électrons est assurée par le pont salin reliant les deux demi-piles.

D. Quand la masse de fer a diminué de 56 mg, la concentration en ion est égale à 8,0.10⁻² mol

QUESTION 2 : PILE FER-CUIVRE

L’équation de fonctionnement d’une pile est : .

La constante d’équilibre associée à cette réaction est K = 1,0.10²⁶ à 25 °C.

On réalise une pile en plongeant une électrode de fer dans une solution de sulfate de fer (II) et une électrode de cuivre plongeant dans une solution de sulfate de cuivre (II). La concentration initiale en ion métallique est c₀ = 0,10 mol⋅L⁻¹.

Quelles affirmations sont exactes ?

A. Dans l’état initial le quotient de réaction de la pile est égal 1,0.10²⁶

B. Le système évolue dans le sens direct

C. Le système évolue vers un état d’équilibre

D. Le système transforme une partie de l’énergie chimique en énergie électrique

E. Lorsque la pile est complètement usée, le quotient de réaction de la pile est égal à 1,0 ⋅ 10²⁶

QUESTION 3 : ACCUMULATEUR

Quelles affirmations sont exactes ?

A. Un accumulateur est une cellule électrolytique pouvant fonctionner soit en générateur, soit en récepteur

B. Au cours d’une électrolyse, le système chimique évolue vers un état d’équilibre

C. Dans une électrolyse, l’oxydation a lieu à l’électrode reliée à la borne negative

D. La charge d’un accumulateur est une transformation forcée

Berck 2008 – Pile

On considère la pile suivante dont le schéma conventionnel s’écrit:

L’électrode de zinc plonge dans un bécher contenant un volume V = 100 mL d’une solution telle que .

L’électrode de nickel plonge dans un bécher contenant un volume V = 100 mL d’une solution telle que .

Cette pile fonctionne pendant Δt = 2 h 30 min et débite un courant d’intensité constante I = 35,0 mA. On donne : 1 F = 9,65 ⋅ 10⁴ C ⋅ mol⁻¹ ;

M(Ni) = 58,7 g ⋅ mol⁻¹.

Parmi les affirmations suivantes, combien sont exactes ?

1. L’électrode de Ni constitue l’anode.

2. La charge électrique libérée lors du fonctionnement est de 315 C.

3. L’avancement final x_fin vaut 1,63 mmol.

4. La masse de l’électrode de nickel a augmenté de 95,8 mg.

5. La concentration finale des ions est égale à 208 mmol⋅L⁻¹.

A. 1

B. 2

C. 3

D. 4

E. 5

F. Aucune affirmation exacte

Berck 2010 – Électrolyse

Étamage : c’est une opération qui consiste à déposer une couche d’étain sur une pièce métallique. On souhaite déposer une couche d’étain d’épaisseur 85 μm sur toute la surface d’un cube d’acier de 4,0 cm de côté.

L’anode est constituée d’un morceau d’étain pur, la cathode est formée par le cube d’acier.

Les deux électrodes sont immergées dans une solution de sulfate d’étain (II). L’intensité est constante I = 5,8 A.

Masse volumique de l’étain ρ = 7,31 g.cm⁻³ ; 1 F = 96 500 C.mol⁻¹, M_Sn = 118,7 g ⋅ mol⁻¹.

Calculer la durée en minutes nécessaire pour réaliser l’étamage du cube d’acier.

A. 12

B. 18

C. 22

D. 28

E. 32

EFOM 2009 – Zingage électrolytique (sans calculatrice

Le zingage consiste à recouvrir une pièce d’acier de zinc : on la plonge dans une solution aqueuse de sulfate de zinc () et on fait circuler un courant entre cette pièce et une électrode de graphite.

On veut recouvrir une pièce de surface S = 1,00 m² d’une épaisseur e = 0,100 mm de zinc.

M(zinc) = 65 g.mol⁻¹ ; masse volumique du zinc ρ(Zn) = 6,5 g.cm⁻³ ; 1 F = 10⁵ C.

Calculer la quantité d’électricité (C).

A. 1,5 10⁵

B. 2,0 10⁶

C. 1,1 10⁵

D. 1,5 10⁶

E. 3,3 10⁵

F. Autre

EFOM 2009 – Électrolyse (sans calculatrice)

Lors de l’électrolyse de 200 mL d’une solution aqueuse d’acide sulfurique, un courant d’intensité I = 1,0 A traverse l’électrolyseur pendant 10 min. De l’oxygène se dégage à l’anode et de l’hydrogène à la cathode. V_m = 25 L.mol⁻¹.

Quelle(s) est (sont) la (les) proposition(s) exacte(s) ?

A. Les équations des réactions se produisant respectivement à l’anode et à la cathode sont : 6 H₂O = 4 H₃O⁺ + 4 e⁻ + O₂ et 4 H₃O⁺ = 4 e⁻ + 2 H₂ + 4 H₂O

B. Le volume de dioxygène produit est 75 cm³.

C. Le volume de dihydrogène produit est 75 cm³.

ADERF 2010 – Électrolyse (sans calculatrice)

Pour préparer du dichlore, on réalise l’électrolyse d’une saumure (solution aqueuse concentrée de chlorure de sodium) pendant une durée Δt = 20 min. avec un courant = 4 825 A.

L’équation de la réaction de l’électrolyse est:

Données:

1 faraday = 96 500 C.mol^−1;

volume molaire dans les conditions de l’expérience : Vm = 30 L.mol⁻¹

Quelles sont les affirmations exactes ?

A. Il y a un dégagement gazeux de dichlore à l’anode

B. Il y a un dégagement gazeux de dichlore à la cathode

C. Le volume de dichlore formé est de 9,0.10² L

D. Le volume de dichlore formé est de 1,8.10³ L

E. Le volume de dichlore formé est de 1,5.10¹ L

ADERF 2010 – Électrolyse (sans calculatrice)

Le procédé Héroult, breveté en 1886, est l’un des procédés de fabrication in- dustrielle de l’aluminium métal. Il consiste à réaliser l’électrolyse d’un mélange d’alumine anhydre Al₂O₃ et de cryolite Na₃AlF₆ à l’état liquide, à une tempéra- ture comprise entre 940 et 980 °C, sous un courant de plusieurs milliers d’ampères.

On assimilera le bain d’électrolyse à un mélange liquide d’ion Al³⁺ et d’ion O²⁻.

On supposera que la cryolite fondue n’intervient pas chimiquement lors des réactions d’électrolyse.

La cathode et l’anode de l’électrolyseur utilisé sont en carbone.

L’aluminium métal se dépose sur l’une des électrodes pendant que l’autre élec- trode brûle littéralement sous l’action du dioxygène produit à sa surface.

Données:

Couples oxydant/réducteur : .

Quelles sont les affirmations exactes ?

A. L’aluminium métal se dépose sur l’anode de carbone lors de l’électrolyse

B. Les ions présents dans le bain à chaque instant ont été produits lors de l’électrolyse par réduction du dioxygène O₂

C. L’eau liquide H₂O_(l) s’oxyde en dioxygène O_2(g) à l’anode lors de l’électrolyse

D. La borne positive du générateur est reliée à l’anode de l’électrolyseur

E. L’anode brûle pendant l’électrolyse

Saint-Michel 2010 – Électrolyse

QUESTION 1 : ÉLECTROLYSE

Quelle(s) affirmation(s) est (sont) exacte(s) ?

A. Une réaction d’électrolyse a lieu grâce à l’apport d’énergie chimique fournie par le générateur

B. À l’anode, s’effectue une oxydation et à la cathode une reduction

C. Les cations se déplacent vers la cathode, les anions vers l’anode

D. Comme tout récepteur électrique, un électrolyseur est caractérisé par une force électromotrice et par une résistance interne

E. L’électrode d’entrée est appelée cathode

QUESTION 2

On place en série deux électrolyseurs munis d’électrodes en carbone graphite. Le premier contient 100 mL de nitrate d’argent à 0,100 mol⋅L⁻¹ et le second 100 mL de sulfate de cuivre à 0,100 mol⋅L⁻¹.

En 10 minutes, la masse de la cathode du premier électrolyseur a augmenté de 0,648 g. M(Ag) = 108 g ⋅ mol⁻¹ ; M(Cu) = 63,5 g ⋅ mol⁻¹ ; F = 96 500 C.mol⁻¹.

A. L’intensité du courant est I = 0,965 A

B. L’augmentation de masse de la seconde cathode est 0,381 g.

C. La concentration finale des ions argent est : 0,04 mol⋅L⁻¹.

D. La concentration finale des ions cuivre est : 0,04 mol⋅L⁻¹.

AP HP 2009 – Électrolyse (10 minutes, sans calculatrice)

Répondre Vrai ou Faux en justifiant brièvement (définition, calculs…).

Le nickel obtenu à partir du minerai contient des impuretés. On le purifie par électrolyse.

L’électrolyte utilisé est une solution de sulfate de nickel .

L’une des électrodes (A) est une plaque de nickel à purifier. L’autre électrode (B) est une plaque de nickel pur. Pendant l’électrolyse, le nickel contenu dans (A) s’oxyde et les impuretés se dispersent dans la solution électrolytique. Le générateur permettant de réaliser l’électrolyse débite un courant d’intensité constante I = 2,0 A pendant 4 heures.

On donne : m(Ni) = 58,7 g ⋅ mol⁻¹ ; 1 F = 96 500 C.mol⁻¹ ; 4 × 36 = 144 ; 96,5 × 1,5 = 144 ; 1,5 × 58,7 = 88 ; 2,0 × 58,7 = 176.

A. Le nickel impur constitue l’anode

B. La quantité de nickel pur déposé au bout de 4 h est 0,30 mol

C. La concentration des ions nickel augmente au cours de l’électrolyse

D. Au bout de 4 h, la masse de nickel déposée est supérieure à 10 g

Saint Michel 2008 – Électrolyse

QUESTION 1

Par le procédé à anode soluble, on purifie une lame d’aluminium impure, contenant des impuretés inoxydables. Le bain d’électrolyse contient du nitrate d’aluminium et la cathode est en carbone. L’équation de fonctionnement est:

A. La variation de masse de la cathode est positive

B. La concentration en ion reste globalement stable au cours de l’électrolyse

C. L’anode de l’électrolyseur, de pôle négatif, subit une oxidation

D. La transformation chimique de cette électrolyse est naturelle

E. Les ions nitrates se déplacent dans le sens du courant, dans le bain d’électrolyse

QUESTION 2

L’intensité ayant parcouru le circuit dans cette électrolyse est:

A. 37 dA

B. 300 dA

C. 333 cA

D. 30 A

E. 333 dA

Données: masse d’anode traitée : m = 30 g ; M_Al = 27 g.mol⁻¹ ; % impuretés 10 % en masse ; durée de l’électrolyse Δt = 9 650 s.

Un accumulateur au plomb de f.é.m. 6 V, de capacité 180 Ah a une masse de 30 kg et un volume de 12,5 L.

Quelle est la durée de sa décharge avec une intensité de 0,1 A ?

A. 1 800 s

B. 18 h

C. 1 800 h

D. 6 480 h

L’accumulateur débite avec une intensité de 150 A pendant 2 minutes. Quelle fraction de sa capacité initiale lui reste-t-il ?

A. 25 %

B. 75 %

C. 2,8 %

D. 97 %

Quelle est l’énergie libérée lors de cette décharge ?

A. 108 kJ

B. 180 000 J

C. 160 J

D. 160 kJ

Une lame de chrome (Cr) plongée dans 50 mL d’une solution à 10⁻² mol⋅L⁻¹ de chlorure d’étain (II) contenant les ions (Sn²⁺, 2 Cl⁻) se recouvre d’aiguilles d’étain alors qu’une lame de plomb y reste intacte.

A. L’étain est plus réducteur que le chrome

B. Le chrome perd plus facilement ses électrons que l’étain

C. L’étain est moins réducteur que le plomb

D. Les ions du chrome Cr³⁺ sont plus oxydants que les ions du plomb Pb²⁺

Les questions 20, 21, et 22 sont dépendantes les unes des autres.

Données :

1 F = 96 500 C.mol⁻¹ ;

Masse molaire : Cu = 63,5 g⋅mol⁻¹.

Une pile de concentration est réalisée avec deux demi-piles au cuivre. Deux lames de cuivre de potentiels E₁ et E₂ plongent dans deux béchers 1 et 2. Le bécher 1 contient une solution 1 de sulfate de cuivre II de concentration C₁ = 1 mol⋅L⁻¹. Le bécher 2 contient une solution 2 de sulfate de cuivre II de concentration C₂ = 0,4 mol⋅L⁻¹.

On observe une différence de potentiel : E₁ – E₂ = 100 mV.

L’équation-bilan de fonctionnement de la pile est Cu + Cu²⁺ → Cu²⁺ + Cu.

A. La lame de cuivre dans le bécher 1 est l’électrode positive

B. Au pôle négatif le métal cuivre subit une reduction

C. Cette pile transforme entièrement son énergie chimique en énergie électrique

D. Le potentiel de la cathode est le moins élevé

E. Le potentiel d’électrode du couple Cu²⁺/Cu augmente avec la concentration en Cu²⁺

La pile débite tant que les concentrations en cations Cu²⁺ des deux béchers sont différentes. La concentration finale dans chacun des béchers, lorsque la pile s’arrête de fonctionner est (unité : mol⋅L⁻¹):

A. 0,4

B. 1,4

C. 0,7

D. 2,8

E. 1,0

Données : les volumes des deux solutions sont identiques.

Une charge de 96,5 C circule à travers la pile durant un temps t.

La variation de masse de la cathode durant ce temps t est:

A. −127 mg

B. −12,7 mg

C. + 127 mg

D. + 31,75 mg

E. −31,75 mg

On veut chromer une pièce métallique de surface totale 50 dm² par un dépôt uniforme d’épaisseur 0,07 mm. L’intensité du courant utilisé est de 50 A. La pièce est immergée dans une solution contenant des ions Cr³⁺.

Données:

masse volumique du chrome : μ = 6 920 kg.m⁻³ ;

masse molaire du chrome : M = 52 g.mol⁻¹ ;

nombre d’Avogadro : N = 6,02.10²³ ;

charge élémentaire : e = 1,6.10⁻¹⁹.

Quelle sera la durée de l’électrolyse pour obtenir le dépôt souhaité ?

A. 3 h 44 min

B. 2 h 30 min

C. 1 h 40 min

D. 7 h 29 min

E. 4 h 59 min

F. 50 min

Au contact de l’air, une plaque d’aluminium se couvre spontanément d’une couche d’oxyde d’aluminium Al₂O₃ qui la protège d’une oxydation ultérieure. Afin de renforcer cette protection, on provoque la croissance de la couche d’oxyde par électrolyse.

Pour réaliser cette protection, on immerge la plaque d’aluminium de surface totale S = 1 dm² et une électrode inattaquable dans une solution d’acide sulfurique, puis on relie les deux électrodes à un générateur qui fait passer un courant d’intensité I = 1 A pendant 10 minutes.

Données:

masses molaires en g.mol⁻¹ : Al = 27 ; O = 16 ;

1 Faraday = 96 500 C ;

masse volumique de l’alumine : 3,13 g.cm⁻³.

Quelle(s) est (sont) l’(les) affirmation(s) exacte(s) ?

A. La demi-réaction électronique Al₂O₃/Al est : Al₂O₃ + 6 H⁺ + 6 e⁻ = 2 Al + 3 H₂O

B. La plaque d’aluminium est la cathode

C. Dans l’électrolyte, les électrons se dirigent vers la plaque d’aluminium

D. L’épaisseur d’oxyde d’aluminium déposé est de 3,4.10⁻⁴ cm

E. Au cours de l’électrolyse, il y a transformation d’énergie électrique en énergie chimique

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