Olympiades régionales de chimie en Franche-Comté

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1 Olympiades régionales de chimie en Franche-Comté Numéro d anonymat : Travail à réaliser pendant la séance de 3h. La pile Daniell. À l aide de vos connaissances et du matériel présent sur la paillasse (et éventuellement sur le bureau du professeur), vous devez : montrer que le dispositif décrit dans le document 5 constitue bien une pile, trouver ses bornes positive et négative et sa réaction de fonctionnement. Montrer qu en une heure de fonctionnement, aucune réaction n est chimiquement décelable. déterminer expérimentalement et par le calcul quelles étaient les masses des deux lames à la fin de l expérience présentée dans le document 5. Si on suppose que cette pile peut débiter un courant constant pendant toute sa durée de fonctionnement, déterminer la durée de vie maximale de la pile décrite dans le document 5 Vous êtes totalement responsable de la gestion du temps et de l organisation de votre travail. Au fur et à mesure de l'avancée de vos recherches, vous devrez remplir un «cahier de laboratoire». Il permet de : Noter ce que vous allez faire et pourquoi vous allez le faire ; Noter les différents calculs que vous serez amené à faire ; jouer le rôle de support lors des discussions avec les professeurs ; noter les observations expérimentales et leurs interprétations à l aide de connaissances personnelles et/ou de données fournies ; consigner les conditions expérimentales réelles et d en justifier certaines ; conclure et répondre, aux questions posées. Avant de commencer une manipulation, il faudra donc appeler l évaluateur afin de lui expliquer ce que vous allez faire et pourquoi. Il pourra alors vous conseillez sur des points particuliers auxquels vous n aviez pas (ou ne pouviez pas) penser. Concours régional des olympiades de la chimie en Franche-Comté - 11 mars 2015 Page 1 sur 7

2 Document 1 : John Frederic Daniell. John Frederic Daniell (12 mars mars 1845) est un chimiste et physicien britannique. Sa famille le définissait comme un artiste. Daniell naît à Londres en En 1831, il devient le premier professeur de chimie du King's College de Londres qui vient d'être créé. C'est pour l'invention de la pile Daniell, un nouveau type de pile électrique que l'on se souvient de lui le plus fréquemment de nos jours. Il meurt soudainement d'une crise d'apoplexie à Londres durant une réunion du conseil de la Royal Society en Daniell reçoit la médaille Rumford en 1832, la médaille Copley en 1837 et la médaille Royale en Un cratère sur la Lune porte son nom. Document 2 : la pile Daniell historique. Source : Les piles telles que celle de Volta sont finalement inutilisables en pratique car l intensité du courant qu elles peuvent débiter diminue au fur et à mesure de leur utilisation en raison de l accumulation de produits de réaction sur les électrodes : c est le phénomène de polarisation. C est l apparition du télégraphe électrique dans les années 1830 qui va encourager les recherches sur les générateurs électrochimiques et conduire aux premières piles réellement utilisables. John Daniell, professeur de chimie au King s College de Londres invente en 1836 la pile qui porte aujourd hui son nom. Il s agit d un élément impolarisable pouvant fournir un courant pendant une durée importante. La pile Daniell initiale est constituée d un cylindre de cuivre contenant une solution de sulfate de cuivre où baigne une corne de bœuf. Celle-ci est remplie d acide sulfurique dans lequel est plongée une lame de zinc. La pile Daniell fournissait alors aux télégraphes électriques de type Bréguet ou Morse un courant constant pendant plusieurs heures. Cette pile fait intervenir les deux couples oxydants/réducteurs suivants : - Le couple Cu 2+ /Cu - Le couple Zn 2+ /Zn D après : Générateurs électrochimiques - Piles, accumulateurs et piles à combustible Pierre Mayé Pile Daniell Elément d une pile Daniell Concours régional des olympiades de la chimie en Franche-Comté - 11 mars 2015 Page 2 sur 7

3 Document 3 : Comment déterminer la concentration d une solution contenant des ions Cu 2+? 1 re solution La conductivité σ d'une solution est la mesure de son aptitude à laisser passer un courant électrique. Chaque ion présent dans la solution participe à cette conductivité et possède sa propre conductivité molaire notée λ. Si des ions initialement présents dans la solution précipitent, ils ne participent plus à la conductivité σ. Au cours d'un titrage conductimétrique, on suit l'évolution de la conductivité de la solution au fur et à mesure de l'ajout de la solution titrante. Au cours d'un titrage, on cherche à déterminer l'équivalence, qui est un état du système qui correspond au changement de réactif limitant. À l'équivalence, les réactifs ont été introduits dans les proportions stœchiométriques. La conductivité d une solution se mesure avec un conductimètre. L unité du système international de conductivité est le S.m 1. Lors d un dosage conductimétrique, on mesure la conductivité σ de la solution dans le bécher afin de tracer le graphe σ = f(v), V étant le volume de solution titrante ajouté. La variation de la conductivité du milieu étant différente avant et après l'équivalence, on peut repérer le volume de réactif titrant nécessaire pour atteindre l équivalence par une rupture dans la pente de la courbe (intersection de deux portions de droites). Pour le dosage des ions Cu 2+, la réaction support du dosage peut être une réaction de précipitation : on sait par exemple, qu en présence d ions sulfate SO, les ions cuivre Cu 2+ (aq) réagissent avec les ions hydroxyde 4 (aq) HO (aq) pour donner un précipité selon l équation : 4 Cu HO + SO 4 Cu 4 (OH) 6 (SO 4 ) (S) Belin TS e solution On peut réaliser un dosage indirect : 1 re étape : On fait réagir un volume connu de la solution à titrer avec des ions iodure que l on introduit en excès. Il se forme alors du diiode et des ions complexes diiodocuprate Cu I («association» d un ion Cu + et de deux ions I ). Cette réaction est une réaction d oxydo-réduction entre Cu 2+ et I (couples Cu 2+ /Cu + et I 2 /I ) : 2+ 2Cu + 6 I = I +2 Cu I aq aq 2 aq 2aq Le diiode donne une couleur brune à la solution. Les ions Cu I donnent une couleur laiteuse à la solution. 2aq 2e étape : + On dose alors le diiode qui s est formé à l aide d une solution de thiosulfate de sodium ( 2Na ; SO ) de concentration connue. Il s agit d une réaction d oxydo-réduction entre I 2 et S 2 O 3 2 (couples : I / I et 2 aq aq I 2 2aq + 2 S 2 O 3 aq = 2 I aq + S 4 O 6 aq Lors de ce dosage, à l équivalence, on a versé autant d ions solution prélevé. 2 S4O 6 /S2O 3 ) : 2 3 SO 2 3 qu il y avait d ions Cu 2+ dans le volume de Le matériel qui vous est fourni vous permet de faire 1 seule fois le dosage en suivant le 1 er protocole et 2 fois le dosage selon le 2 e protocole. Concours régional des olympiades de la chimie en Franche-Comté - 11 mars 2015 Page 3 sur 7

4 Document 4 : indications diverses - conductivités molaires ioniques en λ ms.m 2.mol 1 : pour un ion, plus λ est grande, plus l ion conduit le courant. - masses molaires en g.mol 1 : Ion HO 2+ Cu + Na SO 4 λ 19,9 10,7 5,01 16,0 Elément Cu Zn S O H Na Masse molaire 63,5 65,4 32,1 16,0 1,00 23,0 - Le faraday représente la charge globale d'une mole d électrons : 1 F = C.mol 1 - Le thiodène, comme l empois d amidon, est un composé qui permet de mettre en évidence la présence de diiode dans une solution. En effet, une solution contenant peu de diiode a une couleur très claire, en présence de thiodène, elle devient noire. : il permet d apprécier plus facilement la disparition du diiode I 2 dans une solution. Lors d un dosage du diiode, on l ajoute un peu avant l équivalence. Document 5 : description d une expérience réalisée il y a quelques jours. On a réalisé l expérience photographiée ci-dessous : Le bécher de gauche (bécher n 1) contient exactement 50,0 ml de solution de sulfate de cuivre 2+ (solution A) ( Cu ; SO ) dans laquelle plonge une lame de cuivre. 4 La lame de cuivre sèche a une masse m 1 = 38,955 g. Le bécher de droite (bécher n 2) contient exactement 50,0 ml de solution de sulfate de zinc ( Zn ; SO 4 ) dans laquelle plonge une lame de zinc. (La concentration en ions Zn 2+ est la même que la concentration en ions Cu 2+ dans la solution A). La lame de zinc sèche a une masse m 2 = 7,384 g. 2+ Les deux béchers sont reliés par un «pont salin», c est-à-dire un tube contenant une solution + concentrée gélifiée de nitrate de potassium ( K ; NO ). - 3 Concours régional des olympiades de la chimie en Franche-Comté - 11 mars 2015 Page 4 sur 7

5 On a branché cette pile aux bornes d une résistance de 1 Ω pendant 1 jour. L évolution du courant qu elle a débité est donnée ci-après : 2,50 I (ma) évolution du courant en fonction du temps. 2,00 1,50 1,00 0,50 0,00 temps (h) À la fin de l expérience, au bout de 24h, on pèse à nouveau les deux lames après les avoir séchées. La solution du bécher 1 est la «solution B». Document 6 : Informations sur les piles. Qu est-ce qu une pile? Une pile est constituée : de deux demi-piles différentes ; de deux électrodes : il s agit de conducteurs électriques en contact avec chaque demi-pile. Si une des espèces chimiques appartenant à la demi-pile est métallique, elle constitue elle-même l électrode. Sinon, une tige en métal inattaquable (graphite, platine) est introduite dans l électrolyte de la demipile. d un conducteur ionique qui relie électriquement les électrolytes des demi-piles. Au laboratoire on utilise souvent un pont salin. Chaque électrode porte un nom particulier en fonction de son rôle : L anode (borne négative de la pile) : c est l électrode appartenant à la demi-pile où a lieu une oxydation (Red 1 = n e - + Ox 1 ). La cathode (borne positive de la pile) : c est l électrode appartenant à la demi-pile où a lieu une réduction (n e - + Ox 2 = Red 2 ) La réaction de fonctionnement de la pile. Il s agit de la réaction de l'oxydant d'un couple avec le réducteur de l'autre couple. Son équation est obtenue à partir des deux équations aux électrodes (Red 1 + Ox 2 Red 2 + Ox 1 ) qu il faut équilibrer! Concours régional des olympiades de la chimie en Franche-Comté - 11 mars 2015 Page 5 sur 7

6 Force électromotrice (f.é.m) d une pile Définition : La f.é.m d une pile est la tension entre la cathode et l anode lorsque la pile ne débite pas de courant électrique. On peut la mesurer avec un voltmètre : V V COM Demi-pile n 1 Demi-pile n 2 Pont salin Électrode 1 (cathode) Électrolyte Électrode 2 (anode) Électrolyte La f.é.m est souvent notée E, s exprime en volt (V) et possède une valeur positive. Fonctionnement de la pile. Le courant électrique que peut débiter la pile est dû à une réaction chimique d oxydoréduction se produisant dans chaque demi pile : l anode produit des électrons qui ne peuvent rejoindre la cathode qu en traversant un circuit électrique extérieur. Dans le pont salin, ce sont les ions qui se déplacent pour assurer le courant. Pour qu une pile débite un courant, il faut donc la brancher à un récepteur (une résistance par exemple) et on peut le mesurer avec un ampèremètre que l on insère dans le circuit électrique. La pile usée : La pile est dite «usée» lorsque la réaction d oxydoréduction n a plus lieu La charge totale Q (en coulomb) transférée par une pile pendant une durée Δt (en seconde) se calcule avec la relation suivante (I est le courant (en ampère) débité par la pile) : Q = I Δt Concours régional des olympiades de la chimie en Franche-Comté - 11 mars 2015 Page 6 sur 7

7 Concours régional des olympiades de la chimie en Franche-Comté - 11 mars 2015 Page 7 sur 7