Correction des exercices sur piles et accumulateurs. Exercice n° 7

Correction des exercices sur piles et accumulateurs.
Exercice n° 7 pa 298
1. Le boîtier en acier nickelé de cette pile constitue ses électrodes.
2. La solution ionique de potasse constitue l’électrolyte de cette pile.
3. Le dioxygène, un des réactifs de cette pile, est apporté par l’air. Cela permet, pour un même
volume, d’avoir une quantité plus importante de l’autre réactif de la pile et, donc, une autonomie
plus importante.
Les trous d’aération sont obturés jusqu’à la mise en service pour éviter que la pile commence à
fonctionner et ne « s’use » avant d’être utilisée.
Exercice n°8 pa 298
1. Un élément de cette batterie possède deux électrodes : l’une en plomb et l’autre en plomb
recouvert d’oxyde de plomb PbO2.
2. Ces éléments de cette batterie sont associés en série dans les batteries de voiture pour
augmenter la tension disponible aux bornes de la batterie (12 V disponibles pour les voitures).
3. La solution ionique d’acide sulfurique constitue l’électrolyte.
4. Il est nécessaire de recycler les batteries de voiture pour éviter les problèmes de pollution dus
à l’acide sulfurique et au plomb et pour récupérer ce dernier en vue d’une réutilisation.
Exercice 9 pa 298
1. a. Le courant sort de la pile par son électrode d’argent, borne positive de la pile.
b. À l’extérieur de la pile, les électrons sont les porteurs de charge et se déplacent dans le sens
inverse du courant : de l’électrode de zinc vers l’électrode d’argent.
2. a. Dans la pile, le courant va de l’électrode de zinc vers celle d’argent. b. Les ions présents en
solution constituent les porteurs de charge :
les cations, Zn2+(aq), Ag+(aq) et NH4+(aq), se déplacent dans le sens du courant
et les anions, SO42–(aq) et NO3–(aq), se déplacent dans le sens inverse du courant.
3. À l’électrode de zinc se produit l’oxydation d’équation : Zn (s) → Zn2+(aq) + 2 e–
À l’électrode d’argent se produit la réduction d’équation : Ag+ aq) + e– → Ag(s)
Exercice 20 pa 300
1. Les demi-équations d’oxydoréduction s’écrivent :
Couple SO2
(l)
/ S2O42–(solv) : 2 SO2 (l) + 2 e– = S2O42–(solv)
Couple Li+(solv) / Li (s) : Li+(solv) + e– = Li(s)
2. a. Le lithium constitue le pôle négatif de cette pile : le lithium est donc oxydé.
L’équation de fonctionnement de cette pile s’en déduit :
2 SO2
(l)
+ 2 e– = S2O42–(solv)
Li(s) = Li+(solv) + e–
(×2)
2 Li(s) + 2 SO2 (l) → 2 Li+(solv) + S2O42–(solv)
b. Une oxydation se produit à l’anode : il s’agit de l’électrode de lithium.
Une réduction se produit à la cathode : il s’agit du graphite relié à l’électrode d’aluminium.
3. a. Lorsque le lithium métallique réagit avec l’eau, il est oxydé en ions lithium. Il s’agit donc d’une
réaction d’oxydoréduction.
b. Les piles au lithium doivent être recyclées pour éviter toute pollution, récupérer les produits et
éviter les accidents possibles, liés à la réaction du lithium avec l’eau, lorsque ces piles s’abîment et
que leur boîtier peut s’ouvrir. C’est pour cela que ces piles ne doivent jamais être ouvertes.
Exercice n°24 pa 301
1. Le lithium est oxydé à l’électrode de graphite puisqu’il donne des ions Li+ et des électrons.
2. Cette électrode constitue donc le pôle négatif de l’accumulateur puisque le lithium est oxydé
dans cette demi-pile.
3. L’équation de la réaction de fonctionnement en générateur de l’accumulateur s’écrit :
LiGraphite + CoO2 → Graphite + CoLiO2
4. Les électrons constituent les porteurs de charge dans le circuit extérieur à l’accumulateur. Les
ions lithium Li+ constituent les porteurs de charge dans l’accumulateur.
5. C’est le lithium qui limite la durée de fonctionnement de l’accumulateur en générateur, car il est
oxydé à l’électrode de graphite, puis migre vers l’électrode constituée d’oxyde de cobalt.
6. Lorsque l’accumulateur est déchargé, on le recharge en le reliant à un générateur électrique. La
réaction traduisant la charge est l’inverse de celle qui se produit lors de la décharge.
a. Lors de la charge de l’accumulateur, les électrons se déplacent dans le circuit extérieur
à l’accumulateur, de l’électrode d’oxyde de cobalt vers l’électrode de graphite (sens opposé à leur
déplacement lors de la décharge).
b. Pour cela, l’électrode de graphite doit être reliée à la borne négative du générateur
électrique.
c. Lors de la charge de l’accumulateur, il y a transformation d’énergie électrique en
énergie chimique (et d’énergie électrique en énergie thermique).
Exercice n°26 pa 302
1. a. L’ion Cu2+(aq) est responsable du bleuissement de la solution. b. Le métal cuivre est oxydé en
ions Cu2+(aq) selon :
Cu (s) = Cu2+ (aq) + 2 e–
C’est donc le réducteur.
2. a. Les ions nitrate NO3–(aq) constituent donc l’oxydant de la réaction.
b. La demi-équation d’oxydoréduction correspondant au couple NO3–(aq)/NO(g) en présence d’ions
hydrogène H+(aq) s’écrit :
NO3–(aq) +3e– + 4 H+(aq) = NO(g)+ 2 H2O(l)
3. L’équation de la réaction s’en déduit :
Cu (s) = Cu2+ (aq) + 2 e–
(×3)
NO3–(aq) +3e– + 4 H+(aq) = NO(g)+ 2 H2O(l)
(×2)
2 NO3–(aq) +3 Cu(s) + 8 H+ (aq) → 2 NO(g) + 4 H2O(l) + 3 Cu2+ (aq)
4. Une solution d’acide nitrique H+(aq) + NO3–(aq) permet d’apporter des ions nitrate, mais aussi les
ions hydrogène nécessaires à la réaction, alors qu’une solution de nitrate de potassium n’apporte
que des ions nitrate.