La Pile

[ojofifi]

Bonjour , pouvez vous m'aider svp ?merci d'avance !

Sachant qu'on cherche la quantité de matière du dihydrogène . On sait que H2 = 2H+ + e- et n_H2= (n_e)/2

sachant que n_H2 =Q/F =(I.T)/(Na.e)

comment faire pour réinjecter (n_e)/2 dans (I.T)/(Na.e) afin de trouver n_H2?

[Boltzmann_Solver]

Bonjour ojo,

Pour commencer, ta demi réaction de H2 est fausse au niveau de e-, il faut 2e-.

Ensuite, en terme de rédaction, c'est très mauvais, il faut citer le principe d'équivalence et dire la nature des transformations.

n_{H_2}^{consommés} = n_{e-}^{crées}/2.

Ensuite, tu as faux en disant que n_{H_2} = Q/F, c'est n_{e-} = Q/F.

La suite de l'exo dépend de ton sujet.

Montre nous ton énoncé au complet stp.

[ojofifi]

1 ) Principe de fonctionnement d’une cellule élémentaire :

De façon générale, le fonctionnement électrochimique d’une cellule élémentaire de pile à combustible peut être schématisé selon le schéma de l'annexe à rendre avec la copie.

Chaque cellule élémentaire est constituée de deux compartiments disjoints alimentés chacun en gaz réactifs dioxygène et dihydrogène. Les deux électrodes sont séparées par l’électrolyte, solution qui laisse circuler les ions. Du platine est inséré dans les deux électrodes poreuses.

1.1) Pour cette pile acide, les équations des réactions aux électrodes s’écrivent :

H_{2 (g)} = 2 H⁺_(aq) + 2 e^–

O_{2 (g)} + 4 H⁺_(aq) + 4 e^– = 2 H₂O_(l)

Des deux gaz réactifs préciser quel est le réducteur et quel est l’oxydant. Justifier la réponse.

Montrer que l’équation de la réaction globale de fonctionnement s’écrit :

2 H_{2 (g)} + O_{2 (g)} = 2 H₂O_(l)

1.2) Pour l’environnement quel est l’avantage d’une pile à combustible utilisant le dihydrogène par rapport à un carburant classique ?

1.3) Des électrodes 1 ou 2, quelle est celle appelée « cathode » ? Justifier.

1.4) Indiquer sur le schéma le sens de circulation des électrons. En déduire à quelle électrode correspond le pôle positif de la pile et à quelle électrode correspond le pôle négatif.

1.5) Le platine inséré dans les deux électrodes poreuses joue le rôle de catalyseur. Définir un catalyseur.

1.6) Une cellule élémentaire fonctionne pendant une durée Dt = 192 h et débite un courant d’intensité considérée constante I = 300 A. En utilisant les équations des réactions se produisant aux électrodes, calculer la quantité de matière de chacun des gaz réactifs nécessaire au fonctionnement d’une cellule élémentaire.

On donne la constante d’Avogadro N_A = 6,02.10²³ mol^-1 , la charge électrique élémentaire

e = 1,6.10 ^–19 C.

ok dsl c'est bien H2 = 2H+ + 2e- !

[Barbidoux]

1 ) Principe de fonctionnement d’une cellule élémentaire :

De façon générale, le fonctionnement électrochimique d’une cellule élémentaire de pile à combustible peut être schématisé selon le schéma de l'annexe à rendre avec la copie.

Chaque cellule élémentaire est constituée de deux compartiments disjoints alimentés chacun en gaz réactifs dioxygène et dihydrogène. Les deux électrodes sont séparées par l’électrolyte, solution qui laisse circuler les ions. Du platine est inséré dans les deux électrodes poreuses.

1.1) Pour cette pile acide, les équations des réactions aux électrodes s’écrivent :

H2 (g) = 2 H+(aq) + 2 e–

O2 (g) + 4 H+(aq) + 4 e– = 2 H2O(l)

Des deux gaz réactifs préciser quel est le réducteur et quel est l’oxydant. Justifier la réponse.

Un réducteur est un donneur d’électrons et un oxydant un accepteur d’électron. H2 est le réducteur du couple H^(+)/H2 et O2 l’oxydant du couple O2/H2O

Montrer que l’équation de la réaction globale de fonctionnement s’écrit :2 H2 (g) + O2 (g) = 2 H2O(l)

Les réactions aux électrodes s’écrivent:

H2 (g) -> 2 H+(aq) + 2*e^(–)(s)

O2 (g) + 4 H+(aq) + 4*e^(–)(s) -> 2 H2O(l)

et la réaction bilan s’écrit :

O2 (g) + 4 H+(aq) + 4*e^(–)(s) +2*H2 (g) ->-> 2 H2O(l)+ 4 H+(aq) + 4*e^(–)(s)

1.2) Pour l’environnement quel est l’avantage d’une pile à combustible utilisant le dihydrogène par rapport à un carburant classique ?

Pas de production de dioxyde de carbone CO2, ce qui fait que la pile à combustible peut être considérée comme une énrgie propre si l’on ou oublie le CO2 qui a été nécessaire, en amont, à la production du dihydrogène

1.3) Des électrodes 1 ou 2, quelle est celle appelée « cathode » ? Justifier.

La cathode est l’électrode à la surface de laquelle se produit globalemment une réduction O2->H2O

1.4) Indiquer sur le schéma le sens de circulation des électrons. En déduire à quelle électrode correspond le pôle positif de la pile et à quelle électrode correspond le pôle négatif.

Lorsqu’un système électrochimique fonctionne en générateur, son électrode positive fonctionne en cathode (électode sur laquelle à lieu la réduction de O2). Les électrons circulent donc, dans le circuit extérieur, de l’électrode négative à l’électrode positive (sens inverse du sens conventionnel du courant)

1.5) Le platine inséré dans les deux électrodes poreuses joue le rôle de catalyseur. Définir un catalyseur.

Un catalyseur est un composé chimique qui permet d’augmenter la vitesse d’une réaction chimique ou électrochimique sans être consommé par la réaction.

1.6) Une cellule élémentaire fonctionne pendant une durée Dt = 192 h et débite un courant d’intensité considérée constante I = 300 A. En utilisant les équations des réactions se produisant aux électrodes, calculer la quantité de matière de chacun des gaz réactifs nécessaire au fonctionnement d’une cellule élémentaire.

Relation de Faraday n(X)=Q/(z*F) où z est le nombre d’électrons nécessaires à la production ou à la consommation de n moles du composé X ==> n(H2)=Q/2*F et n(O2)=Q/(4*F) où F=q*Na=96485 C/mol est le Faraday==> n(H2)=2*n(O2)=Q/(2*F)

Dans le cas de l’utilisation d’un courant constant Q=I*T ==>

n(H2)=2*n(O2)=Q/(2*F)=I*T/(2*F)=300*192*3600/(2*96485)=1074,6 mol