Chimie

PILES.
chimie
 Contenu :
Quelques montages et exercices sur le thème des piles et batteries.
 Niveau : BEP et Bac Pro.
 Objectifs : Réaliser des piles et, grâce au classement électrochimique des métaux, en déterminer les
pôles, prévoir le sens de circulation des électrons, écrire les principales réactions aux électrodes, aborder
le problème de la polarisation ; connaître les différences entre pile et accumulateur.
 Sommaire.
titre
thème
contenu
fichier
Ko
Piles.
c’est la page que
tu lis.
sommaire
pile 10
44
La face cachée des piles
une page prof.
fiche de conseils
pile 11
471
Qu’est-ce qu’une pile ?
une page prof.
liste du matériel
pile 12
35
Qu’est-ce qu’une pile ?
trois pages élève.
fiche T.P.
pile 13
172
Polarisation d’une pile.
une page élève.
fiche T.P.
pile 14
83
Contrôle.
une page élève.
contrôle à compléter.
pile 15
196
Qu’est-ce qu’une pile
rechargeable ?
une page élève.
fiche T.P.
pile 16
75
La classique batterie de
voiture.
une page élève.
pile 17
107
Pourquoi le mot « pile » ?
une page élève
pile 18
299
exercice ayant comme
support un texte
scientifique.
la pile historique de Volta ;
exercice
 On pourra tester les connaissances suivantes :
- décrire une pile et reconnaître une attaque,
- lire un instrument de mesure, rendre compte d’un phénomène,
- réaliser un montage électrique, des piles, des mesures,
- repérer la polarité des électrodes,
- mesurer une tension,
- définir un électrolyte,
- expliquer le passage du courant électrique,
- expliquer la relation tension-classement électrochimique,
- respecter la polarité d’un récepteur,
- prévoir la polarité des électrodes.
Sommaire , page 1/1
LA FACE CACHÉE DES PILES.
chimie
 Classes concernées : B.E.P. et Bac. Pro.
 Place de la séquence.
Points abordés en amont : effets du courant électrique, utilisation du voltmètre, sens conventionnel du
courant électrique et des électrons, classement électrochimique des métaux.
La séquence suivante sera consacrée à la corrosion électrochimique.
 Quelques « trucs » et conseils.
 Les intensités fournies par les piles expérimentales sont très faibles, on pourra utiliser comme
récepteurs des diodes L.E.D. ; cependant, l’effet lumineux est bref. Il faudra éviter de travailler en plein
soleil (c’est statistiquement faisable vers Charleville) de façon à obtenir un éclairement significatif. La
polarité de la diode permet de vérifier l’acquisition de certains points d’électricité.
 La diode peut être installée sur «domino » et socle en bois (voir figure 1). L’ensemble a un prix de
revient très modeste. Un petit réflecteur peut s’adapter sur la diode. Un fond de papier noir est conseillé.
 Les cuves des piles sont des pots de
yaourt.
 Les plaques porte-électrodes sont en
bois (se salit vite), ou mieux en polystyrène
choc, ou encore constituées du couvercle
transparent (polypropylène) d’origine.
figure 1
 Notons au passage que le yaourt fournit un bon électrolyte (beûrrk !). De petits supports ou des pinces
à linge permettent de stabiliser les électrodes (voir figures 2 et 3).
 Les électrodes sont récupérées (sauf celles de magnésium) : fil de cuivre de section supérieure à
4 mm², gaines de plomb d’anciens câbles électriques, «étain » des capsules de bouteille de bon vin
(abus dangereux), charbons de pile plate, chutes de cuivre et de zinc à l’atelier, pièces de 1 F (nickel à
plus de 98 %), pièces jaunes (Cu à 92 %, Al à 6%, Ni à 2%). Les élèves décaperont soigneusement ces
électrodes au papier de verre avant chaque utilisation.
 Les électrolytes peuvent être variés : vinaigre, pain, pomme, pomme de terre, citron, orange, fromage
fondu (voir fiche Vache Qui Rit ), yaourt, raton laveur imbibé dans l’eau de mer…
 Il est possible de brancher sur ces piles d’anciennes montres à cristaux liquides, des petites calculettes
ou des petits moteurs. Les soudures sont alors renforcées à la colle thermofusible.
La pile cuivre / eau vinaigrée / magnésium donne les meilleurs résultats.
fil dénudé
4 mm²
figures 2 et 3
crampon
pince
crocodile
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chimie
QU’EST- CE QU’UNE PILE ?
fiche de matériel .

 Pour la classe.
- 1 pile plate 4,5 V neuve,
- diverses piles : au mercure, sans mercure, alcaline, rechargeable,…
- un classement électrochimique des métaux.
 Par poste.
- 3 gamelles à électrolyse ( pots de yaourt)
- 3 plaques de zinc
- 3 plaques ou fils de cuivre
- 1 clou (au moins 65 mm)
- 2 électrodes de graphite
- 2 électrodes de plomb
- 1 ruban de magnésium (10 cm)
- une solution de chlorure de sodium
- une solution d’acide sulfurique
- pétrole
- eau oxygénée
- chiffon
- interrupteur
- voltmètre
- 3 fils
- 1 LED sur son support
- 2 supports munis de pinces croco
- 2 pinces croco
- 1 pile plate 4,5 V « usée ».
 Pour les prolongements éventuels, prévoir en plus par poste :
- un générateur 6 V / 12 V
- 1 ampèremètre
- 1 aimant
- 1 rouleau de papier pH
- une solution de soude
- une montre
- un petit moteur
- quelques « coupleurs » permettant de réaliser des assemblages de piles.
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Nom :
Date :
QU’EST- CE QU’UNE PILE ?
Dans la suite du document, ce symbole signifie « Appeler le professeur ».
Première partie.
Observations.
Observe une pile puis complète les phrases suivantes :
1. L’électrode de carbone est reliée au pôle
.
2. La carcasse de zinc est reliée au pôle
.
3. Sur la pile « usée », la production d’énergie électrique s’est visiblement accompagnée de l’attaque
Seconde partie.
Réalise le montage schématisé ci-dessous :
L’interrupteur K est fermé.
1. Qu’observes-tu près des électrodes ?
2. Dans le circuit extérieur, le courant électrique circule du
vers le . Donc ces électrons ont quitté l’électrode de
vers le
.
. Les électrons circulent alors du
D’où viennent ces électrons ?
3. Tout comme l’électrode de
attaqué a perdu ses électrons.
4. Écris l’équation chimique
1
de la pile plate, l’électrode de
a été attaquée. Le
traduisant cette réaction :
(équation 1)
5. Est-ce une réaction d’oxydation ?
De réduction ?
6. Les électrons arrivent sur l’électrode de
.
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 Que deviennent ces électrons ?
7. Le carbone est au contact d’un électrolyte, c’est à dire un liquide
.
Ici, l’électrolyte est un acide, donc les électrons vont se trouver en présence de deux espèces chargées
positivement. Lesquelles ?
Que choisir ?
8. Deux réactions chimiques sont possibles ? Écris ci-dessous les équations chimiques de ces deux
réactions :
ou
Les deux réactions sont-elles des réactions d’oxydation ou de réduction ? Pourquoi ?
9. L’observation de la pile « usée » doit te permettre de choisir la bonne réaction. Tu appelleras
bonne équation chimique.
2
la
Bilan.
Pour cette pile { charbon , magnésium , eau acidulée }, les équations chimiques
1
et
2
s’écrivent :
et
Troisième partie.
Essaie de fabriquer d’autres piles.
Remplace la diode du montage précédent par un voltmètre et note la tension U obtenue pour les piles
suivantes :
1. Série 1.
{ charbon, zinc , eau acidulée }
U1 =
{ zinc , zinc , eau acidulée }
U2 =
{ cuivre , cuivre , eau acidulée }
U3 =
{ cuivre , fer , eau acidulée }
U4 =
{ cuivre , zinc , eau acidulée }
U5 =
 Conclusion :
2. Série 2.
 Conclusion :
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3. Série 3.
{ cuivre , zinc , chlorure de sodium }
U6 =
{ cuivre , zinc , pétrole (sans ion) }
U7 =
 Conclusion :
BILAN.
 Rappel : classement électrochimique de quelques éléments :
Ag
Cu
H2
Pb
Fe
Zn
Mg
pouvoir réducteur croissant
 Pour un couple d’électrodes donné, le métal de droite servira de pôle
et sera
.
D’AUTRES PILES.
Si tu as le temps, réalise d’autres piles avec le matériel disponible.
Complète alors le tableau ci-dessous, avec tes essais et ceux des autres groupes.
pôle +
électrode de …
électrolyte
pôle électrode de …
Nom :
équations chimiques
Tension U
(volt)
+
-
date :
POLARISATION D’UNE PILE.
Remets en état ton poste de travail puis rends toutes ces feuilles au chef.
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

 But : Comment peut-on peut augmenter l’efficacité des piles ?
 MANIPULATION 1 .
 Matériel : Une lame de zinc, une électrode de carbone, un ampèremètre, une diode, un
interrupteur, un bécher, 4 fils, deux pinces crocodile, de l’eau, de l’acide.
Réalise une pile { carbone; zinc; eau acidulée}, proche de la pile Leclanché : voir schéma.
Quelle intensité I lis-tu quand l’interrupteur
K est fermé ?
I =
 Cette intensité est-elle constante ?
 Au bout de quelques minutes, que se passe-t-il sur l’électrode de carbone ?
 Écris l’équation chimique de la réaction responsable de ce phénomène :
 Dans les conditions précédentes on dit que la pile est polarisée.
Pour remédier à ce problème et donc augmenter l’efficacité de la pile, il faut, pour empêcher la réaction chimique de
polarisation, ajouter une substance oxydante. Pourquoi ?
 MANIPULATION 2 . Verse goutte à goutte près de l’électrode de carbone, un peu d’eau
oxygénée (
, liquide oxydant ! ).
 Que se passe-t-il ? Pourquoi ?
Remarques.
Dans les piles courantes, le dépolarisant, placé au voisinage de l’anode, est souvent
bioxyde de manganèse Mn O2 .
 Équilibre l’équation chimique traduisant cette réaction de dépolarisation.
Mn O2 +
H+ +
e- ----->
Mn 2+ +
H2 O
 Un autre dépolarisant fréquemment utilisé est l’oxyde mercurique Hg O.
Pourquoi ce composé est-il dangereux ?
Sommaire , page 7/1
le
Nom :
Date :
CONTRÔLE.
 Exercice 1.
Voici un extrait de la classification électrochimique des métaux :
Ag
Cu
H2
Pb
Fe
Zn
Mg
pouvoir réducteur croissant
 Pour un couple d’électrodes donné, le métal de droite servira de pôle
-
et sera oxydé.
1. Complète le schéma ci-dessous :
2. Complète les phrases suivantes :
2.1. Une pile est constituée de deux métaux
2.2. C’est le métal le plus
qui est attaqué.
2.3. L’électrolyte est
.
2.4. Le dépolarisant permet
2.5. Ce dépolarisant est en général un
.
.
 Exercice 2.
2.1. Quand peux-tu considérer qu’une pile de type Leclanché { carbone , zinc , acide } est définitivement
fichue ?
2.2. Comment pourrais-tu prouver que l’électrolyte est acide ?
2.3. Comment pourrais-tu y prouver la présence d’ions zinc ?
Sommaire , page 8/1
Nom :
date :
QU’EST- CE QU’UNE PILE RECHARGEABLE ?
Informations.
 Une pile rechargeable est un accumulateur d’énergie. On réalise d’abord une électrolyse. L’énergie
électrique est transformée en énergie chimique modifiant l’état des électrodes.
La restitution d’énergie ramène ensuite les électrodes (presque) à leur état d’origine ; un nouveau cycle peut
recommencer.
 Quelques accumulateurs :
{ plomb , plomb , acide sulfurique dilué }
{ nickel , cadmium , hydroxyde de potassium (potasse) }
{ nickel , fer , hydroxyde de potassium }
{ argent , zinc , hydroxyde de potassium }
{ nickel , zinc , hydroxyde de potassium }
 L’accumulateur au plomb.
Manipulations.
1. Réalise ce premier montage :
(attention : manipulation d’acide et risque de
projections !)
2. Repère les électrodes, puis décris ces électrodes
au bout de quelques minutes.
3. Démonte le précédent circuit, et réalise cet autre
montage :
 Attention au sens de branchement de la lampe !
Que se passe-t-il au niveau des électrodes ?
4. Quelques mesures.
4.1. Mesure le temps
t durant lequel l’éclairage est produit. Convertis cette durée en heure.
4.2. Peux-tu mesurer l’intensité
I qui traverse le circuit ? Convertis cette intensité en ampère.
4.3. Le produit I t se nomme quantité d’électricité ; plus il est élevé, plus la batterie d’accumulateurs peut fournir
d’énergie.
- Si I est exprimé en ampère et t en heure, le produit I t s’exprime en ampère heure (Ah).
- Si I est exprimé en ampère et t en seconde, le produit I t s’exprime en coulomb (C).
 Calcule le produit
I t , en ampère heure puis en coulomb.
 Compare cette quantité d’électricité avec l’indication correspondante d’une « vraie batterie ».
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Nom :
Date :
La classique batterie de voiture.
 Texte adapté d’un article de Science et Vie.
La batterie fonctionne selon le principe de l’accumulateur de Planté. Cet ancêtre et
modèle de base de nos accumulateurs comporte deux électrodes plongées dans un électrolyte,
l’acide sulfurique. L’anode, électrode positive, est en plomb, et la cathode, l’électrode négative,
est aussi en plomb, mais recouverte d’une couche de dioxyde de plomb. Lorsqu’on l’utilise pour
fournir un courant électrique (allumer une lampe par exemple), voici ce qui se passe à l’intérieur
de l’accumulateur.
À l’anode, l’acide est dissocié en deux ions positifs (2 H+) et en un ion sulfate négatif (S
O42-) ; le plomb (Pb) réagit avec les ions H+ l’acide sulfurique: l’atome de plomb libère deux
électrons (2 e-) et devient un ion plomb (Pb2+) . À l’issue de la réaction, on obtient du sulfate de
plomb Pb2+ S O42-. Les deux électrons libérés parcourent le circuit extérieur (à travers le
filament de la lampe pour notre exemple) pour rejoindre l’autre électrode. Voilà l’origine du
courant électrique fourni par l’accumulateur.
Du côté de la cathode, le dioxyde de plomb, l’acide sulfurique de l’électrolyte, les deux
+
ions H de la réaction précédente ainsi que les deux électrons arrivés de l’anode fournissent là
aussi du sulfate de plomb et deux molécules d’eau (H2 O), selon l’équation :
Pb O2 + H2 S O4 + 2 H+ + 2 e
Pb S O4 + 2 (H2 O).
(équation 1)
Au bout d’un certain temps de décharge, une bonne partie de l’électrolyte s’est transformée en
sulfate de plomb et eau et la couche de Pb O2 finit par devenir très mince : le courant fourni
devient de plus en plus faible; il faut recharger.
On procède alors à l’opération inverse : au lieu de tirer de l’énergie de l’accumulateur, on
lui en fournit en le mettant sous tension inverse. Sur la première électrode, le sulfate de plomb
Pb S O4 se redécompose pour donner Pb et H2 S O4 , selon l’équation :
Pb S O4 + H+ + e-
 Pb + H2 S O4.
(équation 2)
Sur l’autre électrode, Pb S O4 redonne Pb O2 et H2 S O4 , selon l’équation :
Pb S O4 + S O42- + 2 (H2 O) + 2 e-  Pb O2 + 2 (H2 S O4).
(équation 3)
TRAVAIL PROPOSÉ.
1. En quelle année Gaston Planté a-t-il mis au point le premier accumulateur ?
2. Schématise la batterie lorsqu’elle fonctionne en générateur à travers une lampe : d’abord un
schéma électrique, puis un schéma détaillé de la cuve .
3. Écris l’équation chimique de la réaction à l’anode, quand la batterie alimente la lampe.
4. Équilibre l’équation 2.
5. En dehors de l’équilibre de l’équation 2, une des trois équations chimiques proposées dans
le texte est fausse. Laquelle et pourquoi ? Essaie de l’écrire correctement.
6. Comment une vieille batterie peut-elle être recyclée ? Que se passe-t-il à Bourg-Fidèle ?
Sommaire , page 10/1
Nom :
Date :
La classique batterie de voiture.
 Texte adapté d’un article de Science et Vie.
La batterie fonctionne selon le principe de l’accumulateur de Planté. Cet ancêtre et
modèle de base de nos accumulateurs comporte deux électrodes plongées dans un électrolyte,
l’acide sulfurique. L’anode, électrode positive, est en plomb, et la cathode, l’électrode négative,
est aussi en plomb, mais recouverte d’une couche de dioxyde de plomb. Lorsqu’on l’utilise pour
fournir un courant électrique (allumer une lampe par exemple), voici ce qui se passe à l’intérieur
de l’accumulateur.
À l’anode, l’acide est dissocié en deux ions positifs (2 H+) et en un ion sulfate négatif (S
O42-) ; le plomb (Pb) réagit avec les ions H+ l’acide sulfurique: l’atome de plomb libère deux
électrons (2 e-) et devient un ion plomb (Pb2+) . À l’issue de la réaction, on obtient du sulfate de
plomb Pb2+ S O42-. Les deux électrons libérés parcourent le circuit extérieur (à travers le
filament de la lampe pour notre exemple) pour rejoindre l’autre électrode. Voilà l’origine du
courant électrique fourni par l’accumulateur.
Du côté de la cathode, le dioxyde de plomb, l’acide sulfurique de l’électrolyte, les deux
+
ions H de la réaction précédente ainsi que les deux électrons arrivés de l’anode fournissent là
aussi du sulfate de plomb et deux molécules d’eau (H2 O), selon l’équation :
Pb O2 + H2 S O4 + 2 H+ + 2 e
Pb S O4 + 2 (H2 O).
(équation 1)
Au bout d’un certain temps de décharge, une bonne partie de l’électrolyte s’est transformée en
sulfate de plomb et eau et la couche de Pb O2 finit par devenir très mince : le courant fourni
devient de plus en plus faible; il faut recharger.
On procède alors à l’opération inverse : au lieu de tirer de l’énergie de l’accumulateur, on
lui en fournit en le mettant sous tension inverse. Sur la première électrode, le sulfate de plomb
Pb S O4 se redécompose pour donner Pb et H2 S O4 , selon l’équation :
Pb S O4 + H+ + e-
 Pb + H2 S O4.
(équation 2)
Sur l’autre électrode, Pb S O4 redonne Pb O2 et H2 S O4 , selon l’équation :
Pb S O4 + S O42- + 2 (H2 O) + 2 e-  Pb O2 + 2 (H2 S O4).
(équation 3)
TRAVAIL PROPOSÉ.
1. En quelle année Gaston Planté a-t-il mis au point le premier accumulateur ?
2. Schématise la batterie lorsqu’elle fonctionne en générateur à travers une lampe : d’abord un
schéma électrique, puis un schéma détaillé de la cuve .
3. Écris l’équation chimique de la réaction à l’anode, quand la batterie alimente la lampe.
4. Équilibre l’équation 2.
5. En dehors de l’équilibre de l’équation 2, une des trois équations chimiques proposées dans
le texte est fausse. Laquelle et pourquoi ? Essaie de l’écrire correctement.
6. Comment une vieille batterie peut-elle être recyclée ? Que se passe-t-il à Bourg-Fidèle ?
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