Exercice n°1

Pile Bouton.

On dispose d’une pile bouton dont le schéma est donné ci-dessous.

Sa force électromotrice est de 1.35V.

1. La réaction entre les ions zinc et la potasse (K⁺+OH^-) forme le complexe Zn(OH)₄^2-. Ecrire l’équation de formation de ce complexe.

2. Quel est le rôle du graphite dans la partie inférieure de la pile ?

3. Ecrire les équation rédox qui ont lieu aux électrodes (d’abord sans tenir compte du milieu puis en milieu basique en équilibrant à l’aide d’OH^- au lieu de H⁺) couples : Zn²⁺/Zn ( milieu basique Zn(OH)₄^2-/Zn) et HgO/Hg.

4. Cette pile bouton se présente sous la forme d’un disque de 4mm d’épaisseur et de 1cm de diamètre. Elle peut débiter un courant de 100mA pendant 1000h.

a- Déterminer sa capacité.

b- Déterminer son énergie totale.

c- Déterminer son énergie volumique.

d- Quelle masse minimale de zinc doit-elle contenir ? (M_Zn = 65.4 g.mol^-1).

Corrigé

Exercice n°2

Accumulateur au plomb

Un accumulateur au plomb (batterie de voiture) peut être schématisé par une électrode de plomb et une électrode inerte recouverte de dioxyde de plomb plongées dans une même solution contenant de l’acide sulfurique et du sulfate de plomb.

1. Ecrire les deux demi-équations redox ainsi que la réaction naturelle de la pile. E⁰_Pb2+/Pb = - 0.13V et E⁰_PbO2/Pb2+ = 1.45V.

2. Quelle est la force électromotrice de cette pile en conditions standards ?

3. Sachant qu’on est en solution aqueuse et en milieu acide, montrer que PbO₂ et Pb sont consommés par des réactions parasites même lorsque l’accumulateur est en circuit ouvert. E⁰_O2/H2O = 1.23V et E⁰_H+/H2 = 0.00V.

4. Cette batterie a une capacité de 133 Ah et elle est employée sous une intensité de 90A pour le démarrage de la voiture. Quelle masse minimum de dioxyde de plomb doit-elle contenir ?

M_Pb = 207 g.mol^-1 et M_O = 16g.mol^-1.

Corrigé

Exercice n°3

Electrolyse d’une solution de chlorure de sodium (saumure).

On réalise l’électrolyse du chlorure de sodium sous une tension de 3.8V et une intensité de 45kA.

On observe un dégagement de dichlore à l’anode et un dégagement de dihydrogène à la cathode, et l’apparition d’ions OH^- (le milieu devient basique).

1. Faire la liste des espèces chimiques en solution et en déduire qui sont les meilleurs oxydants et réducteurs présents.

E⁰_Na+/Na =-2.71V ; E⁰_H2O/H2 =-0.42V (s’équilibre avec OH^-) ; E⁰_O2/H2O =0.81V ( dans les conditions expérimentales); E⁰_Cl2/Cl-=2.4V 

2. L’électrolyse observée est-elle celle qui était prévisible (justifier) ? Comment expliquer ce résultat ?

3. Calculer la masse de dichlore produite en 1 jour (M_Cl = 35.5g.mol^-1).

4. Quelle est l’énergie consommée par tonne de dichlore produite ?

Corrigé

Exercice n°4

Electrolyse d’une solution de sulfate de cuivre à anode soluble (voir TP). E⁰_Cu2+/Cu = 0.34V.

1. Faire un schéma de cette électrolyse (l’anode est en cuivre et la cathode en graphite).

2. Quelle est la force contre électromotrice de l’électrolyseur dans ces conditions ?

3. Comment varie la concentration en ions Cu²⁺ dans la solution, d’après l’équation de cette électrolyse ?

4. L’anode est un fil de 1mm de diamètre et de 4 cm de long (cylindre). L’intensité qui traverse l’électrolyseur est de 200 mA. Au bout de combien de temps l’anode sera-t-elle totalement consommée ?

Donnée : Masse volumique du cuivre : r = 8.92 10³ kg.m^-3 et M_Cu = 63.5 g.mol^-1.

Corrigé

Exercice n°5

1. On veut nickeler un objet en cuivre. Peut-on y arriver en le plongeant dans un bain de sulfate de nickel (Ni²⁺ + SO₄^2-) ?

2. On procède à un dépôt par électrolyse. Indiquer un schéma possible de protocole expérimental.

3. On veut déposer sur une plaque polie d’aire 350 cm², une couche de 0.02 mm de nickel. Quelle est la masse de nickel nécessaire ?

4. Quelle la charge électrique qui a été transférée d’une électrode à l’autre pour obtenir ce résultat ?

Masse volumique du Nickel : r = 8.90 10³ kg.m^-3 M_Ni = 58.7 g.mol^-1. E⁰_Cu2+/Cu = 0.34V et E⁰_Ni2+/Ni = -0.23V

Corrigé

Exercice n°6

On effectue l’électrolyse de l’iodure d’hydrogène (H⁺+I^-). On observe un dégagement de dihydrogène sur une des électrodes et une coloration jaune, caractéristique du diiode au niveau de la seconde électrode.

1. Ecrire les équations de réactions qui ont lieu aux deux électrodes. Préciser à quelle borne du générateur elles ont lieu.

2. L’électrolyse observée est-elle celle qui était prévisible ? Justifier.

Données : E⁰_{H+ /H2} =0.00V ; E⁰_O2/H2O =1.23V ; E⁰_I2/I-=0.62V 

Corrigé