Aurélie 21/06/11
 

 

    Chimie au quotidien : des expériences de chimie réalisables chez soi : bac S centre étrangers 2011.


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La pile au citron
Une expérience simple à réaliser chez soi : alimenter un cadran d'horloge, comme l'écran à cristaux liquide d'un réveil de voyage, avec un citron !
Matériel nécessaire pour réaliser la pile :
-      Pièces anciennes en cuivre
-      Trombones galvanisés (entièrement recouverts de zinc)
-      Fils électriques ;- Plusieurs citrons ; Un multimètre.
L'objectif de cet exercice est d'expliquer scientifiquement le phénomène.

Données :
• M(Zn) = 65,4 g.mol
-1 ;
• Constante de Faraday : F = 96500 C.mol
-1
• couples oxydant / réducteur :   Zn2+(aq) / Zn(s) ;  H+(aq) / H2(g).

  Polarité de la pile

On désire mesurer la tension à vide aux bornes de « la pile au citron ».
Pour ce faire, on a réalisé le montage suivant : l'indication donnée par le voltmètre est : + 0,84 V.


 Quel autre nom donne-t-on à la tension à vide d'une pile ?
La force électromotrice de la pile, notée E, exprimée en volt.
Déterminer la polarité de la pile au niveau de la pièce et du trombone. Justifier votre réponse.

Le trombone recouvert de zinc est relié à la borne COM du multimètre utilisé en voltmètre. La valeur lue est positive. Le zinc constitue la borne négative de la pile.
La pièce de cuivre constitue la borne positive de la pile.





Principe de fonctionnement de la pile

Au cours de son utilisation on constate une effervescence au niveau de la pièce ancienne. Après analyse du gaz, on en déduit qu'il s'agit de dihydrogène.

      Comment peut-on mettre en évidence expérimentalement la présence de dihydrogène ?
Recueillir le dihydrogène dans un tube à essai. Présenter une allumette enflammée au dessus du tube. On entend une petite détonation.

    Ecrire les équations des réactions d'oxydoréduction ayant lieu à chaque électrode en précisant le type de réaction (oxydation ou réduction) et le nom de chaque électrode.
A la cathode positive( cuivre), réduction de l'ion H+aq en dihydrogène :
2H+aq + 2e- = H2(g).
A l'anode négative ( zinc), oxydation du zinc : Zn(s) = Zn2+aq + 2e-.

     
En déduire l'équation de la réaction globale se produisant au cours du fonctionnement de cette pile.
2H+aq + Zn(s) = Zn2+aq +H2(g).
       
D'où proviennent les ions H+(aq) présents dans les réactifs ?
Le jus de citron contient de l'acide citrique. L'acide citrique réagit avec l'eau et donne des ions H+aq.
     
Parmi les solutions aqueuses telles que le vinaigre, l'eau sucrée et le jus d'orange, justifier celle(s) qui aurai(en)t pu remplacer le citron ?
Le jus d'orange peut contenir des acides ; le vinaigre contient de l'acide éthanoïque : jus d'orange et vinaigre peuvent convenir.
     
Comment peut-on obtenir, avec le matériel disponible, un dispositif délivrant une tension à vide deux fois plus grande ?
En associant deux piles au citron en série, on mesure une tension à vide deux fois plus grande.



 Etude quantitative

La pile est utilisée pour faire fonctionner une horloge pendant une durée Dt = 5 min 30 s. L'intensité I du courant débité par la pile est égale à 10 mA.

   Quelle quantité d'électricité Q est débitée par la pile pendant la durée Dt ?
Q = I Dt avec I = 0,010 A et Dt = 5*60+30 = 330 s.
Q = 0,01*330 = 3,3 C.

   Déterminer n, la quantité de matière de zinc consommée au cours du  fonctionnement de la pile. Justifier.
Quantité de lmatière d'électron n(e-) = Q  /F = 3,3 /96500 =3,4197 10-5  mol.
Or 
Zn(s) = Zn2+aq + 2e- d'où n = ½n(e-) =1,7098 10-5  ~ 1,7 10-5 mol.
En déduire la variation de masse Dm du trombone pendant la durée de fonctionnement Dt.
Le métal zinc est oxydé, sa masse diminue : Dm = -n M(Zn) = -
1,7098 10-5  *65,4 = -1,1 10-3 g = -1,1 mg.

 Cuivrer un objet en fer
Une autre expérience simple à réaliser chez soi : cuivrer un objet en fer, soit encore déposer du cuivre sur un objet en fer.
Matériel nécessaire pour réaliser le dépôt :
-      
Bouillie bordelaise en poudre, en vente dans les jardineries
-      
Eau déminéralisée
-      
Un objet à cuivrer : une clé en fer
-      
Un petit objet en cuivre
-       Une cuve ; -   2 fils électriques ; -    Une pile de 4,5 V.
Données : M(Cu) = 63,5 g.mol-1 ; M(S) = 32,1 g.mol-1 ; M(O) = 16,0 g.mol-1.

Préparation de l'électrolyte

On trouve du sulfate de cuivre CuSO4 dans « la bouillie bordelaise », poudre très connue des jardiniers qui l'utilisent comme fongicide (produit conçu pour tuer ou limiter le développement  des champignons parasites des végétaux). Sur un paquet de «bouillie bordelaise» acheté en jardinerie, on peut lire «contient 80 % en masse de CuSO4 ».

 Déterminer la masse notée m de bouillie bordelaise à prélever dans un paquet pour préparer un volume V = 250 mL de solution aqueuse de sulfate de cuivre de concentration molaire apportée C = 1,0 mol.L-1. Cette solution servira d'électrolyte.
Quantité de matière de solide, le sulfate de cuivre, soluté apporté : n =CV =1,0 *0,25 = 0,25 mol.
Masse molaire du sulfate de cuivre M = 63,5 +32,1 +4*16 =159,6 g/mol.
masse = n M = 0,25*159,6 =39,9 g.
Tenir compte du pourcentage massique : m = 39,9 / 0,80 ~50 g.
      
Indiquer le protocole expérimental pour préparer l’électrolyte à l'aide du matériel que l'on peut trouver dans les laboratoires de chimie d'un lycée.
 Placer une coupelle sur une balance électronique ; appuyer sur tare et éventuellement sur zéro.
Prélever le solide à l'aide d'une spatule et peser 50 g de solide.
Placer un entonnoir sur une fiole jaugée de 250 mL ; verser le solide, rincer entonnoir et coupelle à l'eau distillée.
Remplir la fiole jaugée au 2/3 d'eau distillée et agiter jusqu'à dissolution complète du solide.
Compléter avec de l'eau distillée jusqu'au trait de jauge. Boucher et agiter pour rendre homogène.







Cuivrage par une transformation spontanée

En plongeant la clé en fer dans l'électrolyte préparée, elle se recouvre instantanément d'une mince couche de cuivre Cu.
Les couples intervenant au cours de la transformation sont  Cu2+(aq) / Cu(s) et Fe2+(aq) / Fe(s).

Ecrire l'équation de la réaction qui modélise la transformation se produisant dans le mélange réactionnel. Préciser l'espèce jouant le rôle d'oxydant et celle jouant le rôle de réducteur.
Réduction de l'ion Cu2+aq, l'oxydant, en cuivre solide qui se dépose sur l'objet en fer.
Cu2+aq + 2e- = Cu(s).
Oxydation du réducteur, le fer  : Fe(s) = Fe2+aq + 2e-.

Cu2+aq + Fe(s) = Cu(s) + Fe2+aq .

Calculer le quotient de réaction initial Qr,i et justifier le caractère spontané de cette transformation ; la constante d'équilibre de la réaction vaut K = 1026.
Q r i =[
Fe2+aq]iniital / [Cu2+aq]initial =0 / 1 = 0.
Q r i étant inférieur à K, le système évolue spontanément dans le sens direct.
     La présence de cuivre à la surface de la clé interrompt la réaction, le dépôt de cuivre sur la clé est donc très mince, proposer une explication pour rendre compte de ce phénomène.
Les atomes de fer ne sont plus en contact avec les ions Cu2+aq de l'électrolyte.




Cuivrage par une transformation forcée

Afin d'augmenter le dépôt de cuivre sur la clé, on réalise une électrolyse à anode soluble.
Pour ce faire, on plonge l'objet en cuivre et la clé dans l'électrolyte préparé  ( puis on les relie convenablement à la pile de 4,5 V avec deux fils électriques.
Le seul couple mis en jeu au cours de l'électrolyse est celui relatif au cuivre Cu2+(aq) / Cu(s).

   Sur quelle électrode doit se faire le dépôt de cuivre ? Écrire l'équation de la réaction à cette électrode.
Le dépot de cuivre doit se faire sur l'objet en fer. Une réduction de l'ion Cu2+aq se produit à la cathode négative.

Cu2+aq + 2e- = Cu(s) cathode, clé.

     En déduire l'équation de la réaction à l'autre électrode et montrer que le bilan de l'électrolyse est : Cu2+(aq) + Cu(s)pièces = Cu(s)clé + Cu2+(aq).

Oxydation du métal cuivre de l'anode positive : Cu(s) anode, pièce =Cu2+aq  + 2e- .
Par suite :
Cu2+(aq) + Cu(s)anode, pièce = Cu(s) cathode, clé + Cu2+(aq).
Sur le schéma du montage,  placer les fils électriques et la pile de 4,5 V en précisant sa polarité pour un montage correct et le déplacement des charges lors de l'électrolyse.




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