COURS 2015 PILES Complété Rendu PDF [PDF]

Zitiervorschau

Thème :

Date :

Terminale

TRANSPORT

Chapitre N°9

PILES ET ACCUMULATEURS

NOTIONS ET CONTENUS

COMPETENCES ATTENDUES

Transformation chimique et transfert d’énergie sous forme électrique.

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Piles, accumulateurs, piles à combustible.

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I.

Citer les caractéristiques des piles et leurs évolutions technologiques. Identifier l’oxydant et le réducteur mis en jeu dans une pile à partir de la polarité de la pile ou des couples oxydant/réducteur. Écrire les équations des réactions aux électrodes. Expliquer le fonctionnement d’une pile, d’un accumulateur, d’une pile à combustible. Utiliser le modèle de la réaction pour prévoir la quantité d’électricité totale disponible dans une pile. Associer charge et décharge d’un accumulateur à des transferts et conversions d’énergie. Définir les conditions d’utilisation optimales d’une batterie d’accumulateurs: l'énergie disponible, le courant de charge optimum et le courant de décharge maximal.

Problématique : L’un des enjeux de l’industrie automobile est d’améliorer le stockage de l’énergie électrique des véhicules hybrides. Le mode le plus souple est le stockage électrochimique par des batteries dans lesquelles sont provoquées des réactions d’oxydoréductions.

Une réaction d’oxydoréduction est une réaction qui met en jeu un transfert d’électrons entre ses réactifs. On utilise cette propriété dans les batteries ou les piles pour créer des courants électriques. Les réactifs mis en jeu pour cet échange d’électrons appartiennent à des couples oxydant/réducteur comme par exemple : Pb2+/ Pb ou Zn2+ / Zn. Ces couples sont répertoriés dans des tableaux.

Term STI 2D -1-

II.

L’Oxydoréduction. 1. Une réaction d’oxydoréduction est un transfert d’électrons entre un métal M et un ion métallique M n+ : Mn+ + n e-

M ➢ ➢ ➢ ➢

L’OXYDATION EST UNE PERTE D’ELECTRONS. LA REDUCTION EST UN GAIN D’ELECTRONS. UN REDUCTEUR EST UN CORPS CAPABLE DE DONNER DES ELECTRONS. UN OXYDANT EST UN CORPS CAPABLE DE GAGNER DES ELECTRONS.

L’ion et le métal forme un couple OXYDOREDUCTEUR Mn+/ M OXYDATION RED OX + n eREDUCTION

Un métal M est un réducteur dans un couple

M n + /M

2. Equilibrer une ½ équation électronique en 3 étapes 2.1.

Méthode :

2.1.1. Conservation de l’oxygène et des atomes d’hydrogènes On équilibre ajoutant: - De l’eau H2O si nécessaire. - Des protons H+ ou des ions oxonium H3O+ si nécessaire (milieu acide). - Des ions hydroxyde HO- si nécessaire (milieu basique). 2.1.2. Conservation de l’élément : On équilibre les atomes ou les ions de chaque côté de l’égalité si nécessaire 2.1.3. Conservation des charges : On équilibre les charges électriques avec le nombre d’électrons.

2.2. Applications : Écrire les ½-équations des couples Oxydant/Réducteur suivants : 1) O3(g)/O2(g) 2) HClO(aq )/ Cl2(g) 3) O2(g) / H2O(l) 4) NO3−(aq) / NO(g)

Term STI 2D -2-

O3 + 2 H+ + 2 e− = O2 + H2O 3) O2 + 4 H+ + 4 e− = 2 H2O

2) 2 HClO + 2 H+ + 2 e− = Cl2 + 2 H2O 4) 4 H+ + NO3− + 3 e− = NO + 2 H2O Le plus oxydant

3. Sens d’une réaction d’oxydoréduction : Lors d’une réaction naturelle d’oxydoréduction ,c’est l’espèce la plus oxydante qui va réagir avec l’espèce la plus réductrice pour donner les espèces conjuguées des couples. (Règle du Gamma  )

Cu2+

Cu

Fe2+

Fe

Zn2+

Zn

Le plus réducteur

Oxydant 1 +

½ équation de réduction

n1 .e-

→

Réducteur 2

½ équation d’oxydation

→

Réducteur 1 Oxydant 2

( x n2)

+

n2 . e-

( x n1)

Oxydation équation d’oxydoréduction

n1 . Réducteur 2

+ n2 . Oxydant 1 → n1 . Oxydant 2 + n2 . Réducteur 1 Réduction

Avant d’additionner les demi-équations, il faut équilibrer le nombre d’électrons entre les deux équations en multipliant chacune des demi-équations par n2 ou n1. 4. Définitions : On appelle réaction de réduction un oxydant qui capte au moins un électron pour se transformer en réducteur. On appelle une réaction d’oxydation un réducteur qui perd au moins un électron pour se transformer en oxydant. 4.1.

Identifier les couples ox/réd et écrire les demi-équations dans le sens où elles se produisent. a) 2 Hg(s) + 2 Ag+(aq) → Hg22+(aq) + 2Ag(s)°

a) Ag+/Ag Hg22+/Hg

Ag+(aq) + e− = Ag(s) 2Hg(s) = Hg22+(aq) +2e−

+ 2+ b) 2 H (aq) + Zn(s) → H2(g) + Zn (aq) b) Zn2+/Zn. H+ (aq) / H2(g)

Zn(s) = Zn2+(aq) + 2 e− 2H+(aq) + 2 e− = H2(g) Term STI 2D -3-

4.2. Ecrire des équations d’oxydoréduction 4.2.1. Alcootest : transformation entre l’éthanol CH3CO2H(aq) / CH3CH2OH(g) et les ions dichromate Cr2O7 2-(s) / Cr3+ (aq) Orange Vert

4.2.2. Écrire les demi-équations électroniques puis l’équation de la réaction qui se produit entre : 2 NO3(aq)- /NO(g) et Cu +(aq) / Cu(s)

Cr2O7 2-(s) / Cr3+ (aq) et I2(aq)- / I- (aq)

IO3 -(aq) / I2 (aq) et I2(aq)- / I- (aq)

Term STI 2D -4-

3+

MnO-4(aq) / Mn2+ (aq) et Fe(aq)

/ Fe2+ (aq)

4.3.

Réactions d’oxydoréduction avec le fer par action d’un acide Écrire les demi-équations électroniques puis l’équation de la réaction qui se produit entre : 4.3.1. le fer métallique et les ions H+(aq) de l’acide chlorhydrique conduisant à la 2+

formation d’ions Fe . + − 2H (aq) + 2 e = H2(g) 2+ − Fe(s) = Fe (aq) + 2 e

2 H+(aq) + Fe(s) = H2(g) + Fe2+(aq)

4.3.2. le fer métallique et les ions NO3- de l’acide nitrique conduisant à un dégagement de monoxyde d’azote. NO3-+ 3e- + 4H+= NO + 2H2O (aq) (aq) (g) (l) Fe(s) = Fe2+(aq) + 2 e− 2 NO3-+ 3 Fe (aq) (s)

X2 X3

+ 8 H+ = 3 Fe2++ 2 NO+ 4 H2O (aq) (aq) (g) (l)

Données : couples redox Fe2+(aq) / Fe(s) ; H+/H2(g) ; NO3(aq)- / NO(g)

Term STI 2D -5-

III.

S’approprier : l’histoire d’usage de piles

Term STI 2D -6-

Réponses:

Définition d’une pile et d’un accumulateur ;

➢ Les piles et accumulateurs sont des sources d'énergie électrique obtenue par transformation directe d'énergie chimique. ➢ Le processus d’une pile est à sens unique (quand les réactifs sont épuisés, la pile est épuisée et elle doit être recyclée), il est irréversible.

Le courant électrique correspond à un échange d’électrons qui circulent entre les deux bornes de la pile (pôle + et pôle -). Une pile fait toujours intervenir deux couples oxydant/réducteur.

➢ Le processus d’un accumulateur est réversible (quand le réactif limitant est épuisé, on reconstitue le stock de réactifs en apportant de l’énergie électrique à l’accumulateur ; un accumulateur peut-être rechargé).

IV.

Constitution et fonctionnement d’une pile.

1. Constitution : Une pile est constituée par : - un premier métal M1 plongeant dans une solution contenant l'oxydant associé M1n1+ - un second métal M2 plongeant dans une solution contenant l'oxydant associé M2n2+ - un pont salin reliant les deux solutions, qui sont séparées physiquement. Term STI 2D -7-

Le pont satin a plusieurs rôles : fermer le circuit, assurer le passage du courant en solution par l'intermédiaire d'ions hydratés et maintenir l’électro neutralité des solutions.

2. Fonctionnement : Au cours du fonctionnement de la pile, un transfert spontané d'électrons a lieu entre un métal M1( le réducteur) et un cation métallique M 2n 2 + (l'oxydant). Le sens spontané du transfert d'électrons dans une pile peut être déterminé à partir de la connaissance de la classification électrochimique des couples d’oxydoréduction mais on le détermine le plus souvent expérimentalement en observant le sens du courant électrique entre les deux électrodes. 2.1. L'électrode M1 constitue le pôle négatif de la pile, l'anode, où se produit l'oxydation du métal M1 (Les voyelles ensemble : Anode avec Oxydation) LA DEMI-PILE 1 contenant le couple M 1n1+( aq ) / M(1 s ) est donc le siège d’une oxydation :

M(1 s ) → M 1n1+( aq )+ n1  e − 2.2. L’électrode M 2 constitue son pôle positif, la cathode, où se produit la réduction du cation M 2n 2 + (Les consonnes ensemble : Cathode avec Réduction) LA DEMI-PILE 2 contenant le couple M 2n 2+( aq ) / M 2( s ) est donc le siège d’une réduction :

M 2n 2 +( aq )+ n2  e − → M 2( s ) 2.3.

La réaction d'oxydoréduction spontanée a pour équation M(1 s ) → M 1n1+( aq )+ n1  e −  n2

M 2n 2 +( aq )+ n2  e − → M 2( s )  n1 n2  M(1 s ) + n1  M 2n 2 +( aq )

→

n1  M 2( s ) + n2  M 1n1+( aq )

Term STI 2D -8-

3. Application

Réponses :

V.

Caractéristiques des piles et des accumulateurs Pour alimenter vos appareils, vous pouvez utiliser des piles ou bien des batteries (accumulateurs). Alors que les piles sont à usage unique, les batteries (accumulateurs) peuvent être rechargées. Lire les indications sur l'étiquette d'une batterie n'est pas quelque chose que vous ferez tous les jours mais connaître leur signification pourrait vous être utile lorsque vous souhaiterez la remplacer. Nous trouvons comme informations : U : La tension nominale d’utilisation en V ou parfois la tension à vide (sans charge) E Q : La quantité d’électricité en A.h ou en Coulomb C (nommée aussi capacité de la batterie) I : L’intensité au démarrage en A (nommée aussi « puissance au démarrage ») W (ou E) : L’énergie électrique stockée en W.h ou en J. 1 W.h =1 W x 3600 s =3600 J Term STI 2D -9-

1. Quantité d’électricité Q (= capacité d’une batterie en Coulomb ) :

Q = I  t

Conversion A.h en C : 1 A.h = 3600 C 2. Quantité d’électricité, nombre électrons disponibles et quantités d’électrons La quantité d’électricité d’une batterie ou d’une pile est directement liée au nombre d’électrons que peut produire la réaction d’oxydoréduction : ➢ Chaque électron transporte une charge élémentaire e = 1,60x10-19 C (en valeur absolue) ➢ Comme le nombre d’électrons dans une batterie peut atteindre des millions de milliard de milliard, on utilise comme unité la mole qui représente 6,02 x 10 23 électrons. Cette constante s’appelle le nombre d’Avogadro : NA=6,02x1023 mol-1 23

Exemples : une mole d’électrons = 6,02x10 électrons ; une mole de fer = 6,02x10 atome de Fer

23

La constante de Faraday F représente charge en coulomb d’une mole d’électrons : F=96,5 103 C.mol-1.

➢

Elle permet de lier la quantité d’électricité Q à la quantité d’électrons. Q = F x ne- . 3. Schéma électrique équivalent d’une batterie lors d’une décharge Lorsqu’une batterie fournie un courant, on observe à ses bornes une chute de tension par rapport à sa tension à vide (fém E : force électromotrice). On modélise cette chute de tension par la résistance interne r de la batterie. ➢ Rappel de la loi d’ohm aux bornes d’une résistance r : Ur = r x I Ur r

I

Cathode +

On sait que U = E – Ur donc Avec

I U

E

U = E- rx I

U : tension aux bornes de la pile (V) I : intensité du courant de décharge (A) E : Force électromotrice(Fém) (V) r : résistance interne ()

Anode -

4. Pertes par effet joule d’une batterie Lors de réaction d’oxydoréduction de la chaleur s’évacue, la batterie chauffe. Cette puissance perdue se nomme les pertes dissipée par effet joule pJ. Elles sont modélisées par la résistance interne de la batterie.

pj = r.I² Term STI 2D - 10 -

Avec pj : puissance dissipée par effet joule (W) I : intensité du courant (A) r : résistance interne () 5. Exercice d’application : PILE ZINC-AIR POUR APPAREIL AUDITIF

VI.

Les accumulateurs ou piles rechargeables

On distingue plusieurs types d’accumulateurs dont les plus courants sont les accumulateurs au plomb (Pb), les accumulateurs Nickel-Cadmium (Ni-Cd), les accumulateurs Nickel-Métal Hybride (Ni-MH) et les accumulateurs Lithium-ion (Li-ion). Les batteries d’accumulateurs au plomb sont utilisées dans de nombreux véhicules, voiture, vélo électrique, chariot de golf.

Term STI 2D - 11 -