PARTIE C - CHAPITRE 3 CORRECTION SUJET BAC

PARTIE C - CHAPITRE 3
CORRECTION SUJET BAC
Page 262 : Sujet Bac n°4 - Dihydrogène : pile à combustible et électrolyse :
1. Principe de fonctionnement d’une cellule élémentaire
1.1.
D’après l’énoncé, le dihydrogène (H2) est le réducteur (il s’oxyde) et le dioxygène (O2)
l’oxydant (il est réduit).
1.2.
Par rapport à un carburant classique, la pile à combustible ne dégage pas de gaz polluants
(hydrocarbures, NOx, SOx, etc...) mais simplement de l’eau.
1.3.
La cathode étant le siège de la réduction, c’est l’électrode 1 qui est la cathode.
1.4.
Les électrons se dirigent vers la cathode, lieu de la réduction. Donc ils circulent de l’électrode
2 à l’électrode 1. Le courant I circule en sens inverse des électrons.
Dès lors, le pôle (+) se situe sur
l’électrode 1 et le pôle (-) sur
l’électrode 2 (les électrons vont du
pôle (-) au pôle (+)).
1.5.
Notion non encore vue : espèce chimique qui augmente la vitesse d’une réaction (accélère la
réaction) sans être consommée. Un catalyseur n’est pas un réactif et n’apparaît pas dans le bilan
réactionnel.
1.6.
Soit Q la quantité d’électricité échangée par une cellule élémentaire, on a :
Soit ne le nombre de mole d’électrons échangés :
Q = ne " F # ne =
Q = I " #t .
Q
I " #t
$ ne =
F
F
!
Dihydrogène : d’après l’équation d’oxydation, 1 mole de dihydrogène libère 2 mole d’électrons, d’où :
n H2 =
I " #t
1
" ne # $ n H 2 =
2F
2
!:
A.N.
n H2 =
300 "192 " 3600
! = 1,07.10 3
2 " 9,65.10 4
⇒ n(H2) = 1,07.103 mole.
Dioxyogène : d’après l’équation de réduction, il faut 4 moles d’électrons pour réduire 1 mole de dioxygène,
d’où :
!
!
I " #t
nO2 =
!
4F
A.N. :
n H2 =
!
300 "192 " 3600
= 537
4 " 9,65.10 4
⇒ n(O 2) = 537 mole.
2. Principe de production du dihydrogène par électrolyse au laboratoire.
!
Soit une solution de sulfate de sodium de concentration C=1,0 mol.L -1 et de volume V=500 mL.
2.1.
2.1.a.
Na2 SO4(s) = 2Na +(aq ) + SO42"(aq )
2.1.b.
Tableau d’avancement :
!
Na2SO 4 (s)
2 Na+ (aq)
+
SO 42- (aq)
Etat initial
Avancement
(mole)
0
Etat intermédiaire
x
CxV-x
2x
x
Etat final
Xf
C x V - xf
2xf
xf
2.1.c.
A.N. :
=
xf =
n(Na2SO 4)
n(Na2+)
n(SO 42-)
CxV
0
0
D’après le tableau d’avancement on a
1,0
= 0,50
2
n Na + = 2x f " x f =
n Na +
2
⇒ xf = 0,50 mole.
!
!
Si on considère que la transformation est totale quand la concentration apportée en soluté est bien de
! 1,0 mol.L-1 alors on doit obtenir
xf
= C = 1,0 " x f = C # V = 1,0 # 500.10$3 = 0,50 mole .
V
On obtient bien xf = 0,50 mole : la transformation est totale !
2.2.
A.N. :
Qr, f = 4 "
!
!
Qr, f =![ Na
+ 2
] " [SO ]
2#
4
f
f
0,50 3
= 4,0
0,500 3
3
$ 2x f ' 2 x f
4xf
=&
* Qr, f = 3
) "
V
% V ( V
⇒ Qr,f = 4,0.
!
2.3.
2.3.a.
Anode (oxydation) :
2H 2O(l ) = O2 (g ) + 4H +(aq ) + 4e"
Des ions oxonium (H+) sont produits : le pH diminue ! La solution verte (6,0 < pH < 7,6) vire donc au jaune.
2.3.b.
Cathode (réduction) :
!
2H 2O(l ) + 2e" = H 2 (g ) + 2HO"(aq )
Des ions hydroxyde (HO -) sont produits : le pH augmente ! La solution verte vire donc au bleu.
2.3.c.
!
2H 2O(l ) = O2 (g ) + 4H +(aq ) + 4e"
2H 2O(l ) + 2e" = H 2 (g ) + 2HO"(aq )
!
2.4.
x 1
x 2
2H 2O(l ) = 2H 2 (g ) + O2 (g )
D’après l’équation
! de la réaction, aucuns ions oxonium et hydroxyde ne sont produits. Le pH ne
change donc pas, la teinte de la solution reste verte !
!
En réalité, des ions oxonium et hydroxyde sont bien produits, chacun dans un bécher différent, mais en
quantité égale, de telle sorte que lorsque l’on réunit les deux béchers on observe la réaction inverse de
l’autoprotolyse de l’eau :
!
H +(aq ) + HO"(aq ) = H 2O(l ) .