Aurélie 10 /02

pile de concentration




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On réalise la pile schématisée ci-dessous en reliant par un pont salin deux compartiments contenant chacun une solution aqueusede sulfate de cuivre (II dans laquelle se trouve plongée une lame de cuivre. Les concentrations molaires en ions cuivre (II) dans les deux compartiments pourront prendre des valeurs égales ou différentes dans la suite de l'exercice.

  1. Écrire la demi-équation électronique associée au couple Cu2+(aq) /Cu(s).
  2. On réalise un circuit série comprenant la pile, un conducteur ohmique, un ampèremètre et un interrupteur, comme le montre le schéma ci-dessous.

    - Au cours d'une première expérience on choisit : [Cu2+]A=0,01 mol/L et [Cu2+]B= 1 mol/L. En fermant l'interrupteur, on constate le passage d'un courant électrique, l'apparition d'un dépôt de cuivre sur la lame du compartiment B et, dans le compartiment A, l'augmentation progressive de la coloration de la solution.
    - Au cours d'une seconde expérience faite avec le même montage on choisit : [Cu2+]A=0,01 mol/L et [Cu2+]B= 0,01 mol/L. En fermant l'interrupteur, on ne constate aucune circulation de courant dans l'ampèremètre ni aucune modification du système chimique.
    Dans la première expérience, en utilisant les notations Cu(s)A, Cu(s)B, Cu2+(aq)A, Cu2+(aq)B , pour distinguer la provenance des espèces :
    - Écrire, pour chaque compartiment, l'équation de la réaction à l'électrode.
    - Écrire l'équation de la réaction modélisant la transformation chimique globale qui se déroule lorsque le courant circule.
    - Calculer le quotient de réaction initial Qri associé à cette équation au moment où on ferme l'interrupteur dans la première expérience et dans la seconde expérience.
    - Que peut-on dire de l'état du système chimique dans la deuxième expérience, sachant que les réactions susceptibles de se produire sont rapides ?
    - En utilisant la question précédente, montrer qu'il est possible de connaître la valeur de la constante d'équilibre K associée à l'équation de la réaction.
    - Dans la première expérience, montrer que la comparaison de Qri avec K pouvait permettre de prévoir la transformation chimique dans chacun des deux compartiments.

  3. Certaines opérations d'électrométallurgie nécessitent que la concentration en ions métalliques des cuves de traitement soit maintenue quasiment constante. Le dispositif qui vient d'être étudié appelé "pile de concentration" est ici utilisé pour contrôler la concentration des ions Cu2+(aq) dans le compartiment A où se déroule une opération industrielle de traitement chimique. Au début de l'opération, les deux compartiments A et B de la pile contiennent la même solution d'ions Cu2+(aq), le contrôle s'effectue avec un voltmètre placé aux bornes de la pile. Celui-ci indique une tension nulle au départ. Le compartiment A est utilisé pour une opération industrielle qui modifie la concentration des ions Cu2+(aq) tandis que le compartiment B reste isolé du processus et ne subit aucune modification. Au bout de quelques heures de fontionnement on mesure une tension de 10 mV entre les deux lames de cuivre, la lame du compartiment B constituant le pôle négatif de la pile.
    -En déduire si, au moment où il effectue cette mesure de contrôle, l'ingénieur responsable du dipositif devra demander de diluer la solution du compartiment A ou au contraire d'y ajouter du sulfate de cuivre (II), afin de ramener la concentration en ion Cu2+(aq) à la valeur initiale.

corrigé

Cu2+(aq) + 2 e- = Cu (s) réduction

Compartiment A : l'augmentation progressive de la coloration de la solution est interprétée comme une augmentation de la

concentration en ions Cu2+ (aq). La réaction à l'électrode A est :

Cu (s)A= Cu2+(aq)A + 2 e- oxydation

Compartiment B : l'apparition du dépôt de cuivre sur l'électrode est interprétée comme une transformation des ions cuivre

(II) en cuivre solide soit : Cu2+(aq) B + 2 e- = Cu (s) B réduction

Cu(s) A + Cu2+(aq) B= Cu(s) B + Cu2+(aq)A

Qri = [Cu2+(aq)A]i / [Cu2+(aq) B]i = 0,01 / 1 = 0,01. (expérience n°1) et 1 ( expérience n°2)

La deuxième expérience ne montre aucune évolution, on est dans un état d'équilibre

On en déduit que la constante d'équilibre associée à cette équation de réaction est égale à 1,0 puisque Qr= K

lorsque l'état d'équilibre est atteint.

Si on connaît la valeur de K on peut en effet dire que comme Qr,i< K la réaction spontanée se fait dans le sens

direct. Le cuivre solide du compartiment A va se transformer en ion et inversement dans le compartiment B


L'indication de la polarité des électrodes montre que la lame de cuivre du compartiment B constitue le pôle négatif de la pile. Cela signifie que si cette pile était utilisée dans une expérience telle que celle de la question 2, juste à la fin du processus industriel, les électrons quitteraient spontanément l'électrode B pour pénétrer dans le compartiment A. Cela suppose alors que les réactions aux électrodes soient :

Cu (s)B= Cu2+(aq)B + 2 e-

et

Cu2+(aq)A + 2 e- = Cu (s)A

La transformation globale serait alors modélisée par la réaction suivante qui se déroulerait selon le sens direct

Cu(s)B + Cu2+(aq)A = Cu(s)A + Cu2+(aq)B

[Cu2+(aq)A] >[Cu2+(aq)B] juste à la fin du processus.

La concentration des ions dans le compartiment A a donc augmenté au cours du processus industriel, l'ingénieur doit demander de diluer la solution qu'il contient.



à suivre ...

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