TP 17 : Les cellules galvaniques

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1 Groupe 9 TP17: Les cellules galvaniques Luca MAILLARD Quentin VEROLET 076/ / maillal7@etu.unige.ch verolet0@etu.unige.ch 1. Résumé TP 17 : Les cellules galvaniques Dans ce TP, nous abordons la notion de cellule électrochimique. Après avoir monté une pile de Daniell (Cu/Zn) et mesuré différents potentiels, nous fabriquons une sorte de pile industrielle. Nous pouvons comparer tension, résistance et charge avec une pile du commerce. Ensuite, nous voyons comment utiliser un ph-mètre couplé à une électrode d argent afin de calculer la concentration de certains ions en solution (iodure, chlorure et bromure). Il est aussi possible d extraire le produit de solubilité. Pour finir, nous voyons comment le potentiel redox peut mesuré avec une électrode de platine et qu il est possible de déterminer la concetration en fer d une solution inconnue. 2.1 Les cellules galvaniques Introduction Nous allons d abord monter une pile dite de Daniell composée de deux demi-cellules à savoir de cuivre et de zinc. Puis nous allons mesurer le potentiel de cette cellule, mais aussi de chaque demi-cellule de la pile de Daniell couplée à une demi-cellule d argent. Une deuxième partie de cette expérience consiste à utiliser une électrode d argent du commerce dans différents montages pour mieux comprendre son fonctionnement. Pile Daniell Préparer 100 ml des solutions suivantes Solutions Concentration (M) Masse molaire (g/mol) Volume (L) masse (g) masse pesée (g) Concentratio n effective (M) KNO KCl CuSO ZnSO Une solution de nitrate d argent AgNO M et d acide nitrique HNO 3 1 M ont été préparées d avance. Réaliser un pont salin qui permet de connecter électrochimiquement les deux cellules. Remplir un tube coudé en «U» avec un gel conducteur. Chauffer 20 ml de solution de NITRATE de POTASSIUM KNO 3 1 M et y dissoudre environ 1 g d agar et agitant (ne pas bouillir). Remplir avec cette solution le tube préalablement chauffé. Laisser refroidir et gélifier

2 Une cellule électrochimique est toujours composée de deux demi-cellules avec dans chacune : -Une électrode du métal en question -Une solution du même métal (pour avoir les ions métalliques en solution) On relie les demi-cellules avec un pont salin (qui est immergé dans les deux solutions) et un câble (qui est connecté aux deux électrodes). Montage a : pile Daniell Réaliser une pile Daniell selon le montage (a) suivant : Remplir un bécher avec 50 ml de solution ZnSO M où une électrode de zinc est plongée. Remplir un deuxième bécher avec 50 ml de solution CuSO M où une électrode de cuivre est plongée. Relier les deux bécher avec le pont salin et les deux électrode sont connectées à un ph-mètre (en mode Volt) pour mesurer la différence de potentiel. L électrode de zinc est la référence. Schéma de cette cellule (écriture simplifiée) : Zn / ZnSO M // CuSO M / Cu La demi-réaction de l électrode de cuivre est la suivante : Cu e - Cu (réduction) La demi-réaction de l électrode de zinc est : Zn e - Zn (réduction) Pour calculer les potentiels dans l équation de Nernst, nous notons toujours les demi-réaction sous la forme d une réduction. Seulement reliée à un voltmètre, la cellule électrochimique est dite en équilibre. Il n y a pas de transfert d électron. On peut mesurer la tension (potentiel) en y voyant une analogie avec la pression dans une conduite d eau fermée. Si nous mettions une résistance dans le circuit, alors il y aurait une réaction rédox et le sens de celle-ci serait définie par la différence de potentiel des demi-cellules. Ici Cu 2+ serait réduit en - 2 -

3 Cu qui se formerait sur l électrode de cuivre (cathode). Le Zn serait oxydé en Zn 2+ sur l électrode de zinc (anode). Pour connaître le potentiel de chaque demi-cellule, nous allons pour chacune d elle la connecter à une demi-cellule référence de chlorure d argent AgCl. Demi-cellule AgCl : Remplir un bécher avec 50 ml de solution de KCl 1M. Ajouter 1 ml de nitrate d argent AgNO M et quelques gouttes de HNO 3 1 M. Y plonger une électrode d argent. La demi-réaction de l électrode de chlorure d argent est : Montage b : AgCl + e - Ag + Cl - Connecter cette demi-cellule de chlorure d argent à la demi-cellule de cuivre précedemment réalisée, selon le montage : Schéma : Ag / AgCl / KCl 1 M // CuSO M / Cu Montage (c) : Connecter la demi-cellule de chlorure d argent à la demi-cellule de zinc réalisée au point a), selon le montage : Schéma : Ag / AgCl / KCl 1 M // ZnSO M / Zn - 3 -

4 Résultats : Montage Potentiel (mv) Potentiel (V) a b c Pour calculer le potentiel d une cellule électrochimique, il faut faire la différence entre les potentiels des deux demi-cellules : E = E 1 E 2 Les montages b) et c) ont été réalisés avec la même demi-cellule de référence (AgCl). N.b. Nous savons que la demi-cellule de chlorure d argent à un potentiel standard selon Atkins : E Ag = V Rappel : les conditions standards sont 1 bar, 25 C et 1 M. La demi-cellule de chlorure d argent est bien standard ( KCl 1 M) Pour trouver le potentiel de la demi-cellule de cuivre dans le montage b, il faut soustraire se potentiel au potentiel mesuré : E b = E Cu E AgCl E Cu = E b + E AgCl = = V La valeur théorique pour une concentration en Cu M est V (calculée d après Atkins : avec 1 M). Pour la demi-cellule de zinc on regarde le montage c : E c = E Zn E AgCl E Zn = E c + E AgCl = = V La valeur théorique pour une concentration en Zn M est V (calculée d après Atkins : 0.76 avec 1 M). En soustrayant b) à c), nous retrouvons le potentiel de la pile de Daniell : E = E Cu E Zn = (-0.80) = V Nous voyons que ce résultat est très proche de la valeur directe mesurée dans le montage (a) : E = V - 4 -

5 Le potentiel standard d une pile de Daniell est : Discussion E = E Cu E Zn = (- 0.76) = 1.10 V (données Atkins) Nous trouvons une valeur expérimentale du potentiel d une pile de Daniell très proche de la valeur théorique (différence de 1 centième de volt). Nous avons vu l importance du référentiel et la possibilité de mesurer séparément le potentiel d une demi-cellule. Le pont salin a été difficile à réaliser, la solution d agar étant vite difficilement manipulable et le gel se fissurant. Il faudrait peut-être utiliser simplement du papier imbibé à la place. Electrode de référence : Dans les expériences qui vont suivre, nous allons utiliser une électrode de référence AgCl commerciale. Elle est pratique à utiliser car elle se présente sous la forme d un long tube de environ 1 cm de diamètre. Elle fonctionne selon le même principe que l électrode AgCl réalisée dans la première partie de ce TP. Mesurer quelques potentiels avec cette nouvelle électrode en faisant les montages suivants : a) Relié avec un pont salin à une demi-cellule d argent : Schéma : Ag / AgCl / KCl // KNO 3 1M // KCl 1M // KCl 1 M / AgCl / Ag b) Directement dans la demi-cellule d argent : Schéma : Ag / AgCl / KCl // KNO 3 1M // KCl 1M / AgCl / Ag - 5 -

6 c) Reliée à une autre électrode commerciale dans une solution de nitrate de potassium 1 M : Schéma : Ag / AgCl / KCl // KNO 3 1M // KNO 3 1M // KNO 3 1M // KCl / AgCl / Ag Résultats : Montage Potentiel (mv) Potentiel (V) a b c Discussion : Dans les montages a et b, les deux électrodes sont d argent et les solutions sont normalement identiques. Il en résulte que le potentiel est proche de zéro. Il n est toutefois pas exactement zéro. On trouve une valeur proche (0.01 V). Ce phénomène s explique par le fait que les montages sont en fait des sortes de boucles qui prolongent le schéma avec les mêmes solutions et les mêmes électrodes. Il y a toutefois plus de ponts et les solutions peuvent différer quelque peu. C est pourquoi on trouve une valeur un peu différente de zéro. Dans le montage c, le potentiel entre les deux électrodes de références devrait aussi être zéro. La valeur expérimentale : V est très proche de zéro. La raison pour laquelle ce potentiel n est pas égal à zéro est qu en plus des raisons invoquées précédemment, les électrodes ont peut-être de différence de fabrication (métal, solutions, ponts) et un degré d usure différent

7 2.2 Caractérisarsarion et construction d une pile Introduction Le but de cette expérience est de déterminer les trois paramètre qui caractérise une pile : la tension E 0, la résistance interne R i et la charge Q. Pour une pile industriel et une pile fabriquée. Méthodologie Les points suivant son a faire avec la pile industriel et la pile créé Détermination de la résistance interne En premier lieu mesurer la tension E 0 sans courant de la plie avec la voltmètre Puis mesurer la résistance de quatre résistance et faire le montage a et b. Avec chaque résistante mesure le courant I (schéma a) et la tension E (schéma b) En incluant E 0 faire un graphique de la tension en fonction du courant. La pente nous donne la résistance interne de la pile

8 Détermination de la charge totale Choisir une résistance de 100 Ω et faire le montage b. mesurer la tension E en fonction du temps tant que la tension ne chute pas en dessous de 2/3 de la valeur initial. Pour la pile industrielle faire de mesure toute le 5 min et toutes les 15 seconde pour la pile fabriquer. On peut ensuite calculer la courant avec la relation I=E/R. La charge se calcule avec l intégrale : Q =T 0 I( t) dt Mais nous utiliserons l approximation de l intégrale suivante : Construction d une pile. A partir des plaques de cuivre, de zinc, et des pièces de papier absorbant trempées dans des solutions de CuSO 4 et ZnSO 4 construire une pile capable de délivrer 2 V minimum. Faire attention à bien laver les plaques avant et après l utilisation. Pour le montage suivre le schéma : Résultats Détermination de la résistance interne Pile industrielle Tableau n 1 n couleur de la résistance Résistance Ω courant A tension V 0 tension sans courant brun/ noir/ noir/ noir/ brun/ brun/ noir/ noir/ violet/ jaune rouge/ rouge/ noir/ brun/ brun gris/ rouge/ noir/ brun/ brun

9 Groupe 9 TP 17 : Les cellules galvaniques On peut donc faire le graphique de la tension en fonction du courant. Graphique n 1 12 résistance interne y = x R 2 = tension V courant A Nous trouvons donc une résistance interne de 15.8 Ω Pile fabriquer Tableau n 2 n couleur de la résistance Résistance Ω courant A tension V 0 tension sans courant brun/ noir/ noir/ noir/ brun/ brun/ noir/ noir/ violet/ jaune rouge/ rouge/ noir/ brun/ brun gris/ rouge/ noir/ brun/ brun Graphique n 2 tention V résistance interne y = x R 2 = courant A nous trouvons donc une résistance interne de Ω - 9 -

10 Groupe 9 TP 17 : Les cellules galvaniques Détermination de la charge Pile industrielle Tableau n 3 Graphique n 3 temps s tention V courant A integrale courant A determination des points à prendre en compte pour l'intégrale charge Q C 78.9 Ah mah temps s Pile fabriquer Tableau n 4 Graphique n 4 temps s tention V courant A integrale courant A Détermination des points à prendre en compte pour l'intégrale Z temps s charge Q C 1.05 Ah mah

11 Groupe 9 TP 17 : Les cellules galvaniques Discussion Une pile de bonne qualité à normalement une résistance interne relativement basse. Ce ci est le cas de la pile industrielle. En se qui concerne la pile fabriquer on note une résistance plutôt élever. Elle est huit fois plus élevé que celle de la pile industrielle ce qui est normale vu la précarité de la pile que nous avons fabriquer. On remarque que la charge est beaucoup plus petit dans la pile fabrique ainsi que le courant c est donc a la fois le volume et le flux qui sont réduit se qui va implique un potentielle beaucoup plus bas. Si nous pouvons dire que les mesure son relativement fiable pour la pile industrielle ce n est pas le cas de la pile fabrique qui se décharge très vite ce qui rend les mesures plus difficiles