1. Préciser ce que représente la valeur mesurée.

2. Déterminer la polarité de la pile au niveau du trombone et de la pièce. Justifier.

Au cours de l'utilisation de la pile, du dihydrogène \text{H}_2\text{(g)} se dégage.

3. Écrire les demi‑équations d'oxydoréduction ayant lieu à chaque électrode.

4. En déduire l'équation de réaction globale de la pile citron.

5. Préciser d'où proviennent les ions \text{H}^+\text{(aq)}.

6. Toujours à partir de citrons, trombones et pièces de cuivre, proposer un dispositif délivrant une tension deux fois plus grande.

• Couples d'oxydoréduction : \text{Zn}^{2+}\text{(aq)}/\text{Zn(s)} et \text{H}^+\text{(aq)/H}_2\text{(g)}

1. Connaître ses définitions
2. Savoir utiliser un voltmètre.
2. Identifier une anode et une cathode.
3. Identifier les couples mis en jeu à chaque électrode et équilibrer les demi‑équations.

4. Écrire l'équation de la réaction d'oxydoréduction en tenant bien compte du nombre d'électrons de chaque demi‑équation.
5. Justifier la présence des ions \text{H}^+\text{(aq)}.
6. Choisir un paramètre influençant une grandeur.

Une pile est composée de deux demi‑piles reliées par un papier filtre imbibé d'une solution de chlorure de potassium (\text{K}^+\text{(aq)} ; \text{Cl}^-\text{(aq))}. La première demi‑pile est constituée d'une lame d'aluminium de masse m_1 = 1{,}0 g qui plonge dans 50 mL de solution de sulfate d'aluminium \left(2  \mathrm{Al}^{3+}(\mathrm{aq})  ;  3  \mathrm{SO}_{4}^{2-}(\mathrm{aq})\right) de concentration en ion aluminium \text{Al}^{3+}\text{(aq)} égale à \text{[Al}^{3+}] = 5{,}0 \times 10^{-1} mol⋅L^-1.

La seconde est constituée d'une lame de cuivre de masse m_2 = 8{,}9 g qui plonge dans 50 mL de solution de sulfate de cuivre \left(\mathrm{Cu}^{2+}(\mathrm{aq})  ;  \mathrm{SO}_{4}^{2-}(\mathrm{aq})\right) de concentration en ion cuivre \text{Cu}^{2+}\text{(aq)} égale à \text{[Cu}^{2+}] = 5{,}0 \times 10^{-1} mol⋅L^-1. Un ampèremètre indique qu'à l'extérieur de la pile, le courant circule de la plaque de cuivre vers la plaque d'aluminium.

1. Rappeler le rôle du papier filtre.

2. Préciser le sens de déplacement des électrons.

3. Indiquer quelle lame est l'anode.

4. Réaliser le schéma annoté de la pile.

L'équation de fonctionnement de la pile est :
3  \mathrm{Cu}^{2+}(\mathrm{aq})+2  \mathrm{Al}(\mathrm{s}) \rightleftarrows 3  \mathrm{Cu}(\mathrm{s})+2  \mathrm{Al}^{3+}(\mathrm{aq})

5. Écrire les demi‑équations d'oxydoréduction à chaque électrode.

La constante d'équilibre associée à l'équation précédente est K = 10^{200}.

6. a. Exprimer puis calculer la valeur du quotient de réaction Q_\text{r,i} à l'état initial.

b. Conclure quant à la cohérence du sens d'évolution attendu.

7. Faire le bilan des quantités de matière du système chimique à l'état initial.

9. En déduire la valeur de l'avancement maximal x_\text{max}.

10. Calculer la capacité électrique que peut débiter cette pile.

• Constante de Faraday : F = 9{,}65 \times 10^4 C⋅mol^-1
• Masses molaires atomiques : M\text{(Al)} = 27{,}0 g⋅mol^–1 et M\text{(Cu)} = 63{,}5 g⋅mol^–1
• Couples d'oxydoréduction : \text{Cu}^{2+}\text{(aq)/Cu(s)} et \text{Al}^{3+}\text{(aq)/Al(s)}

Le méthanoate d'éthyle \text{C}_3\text{H}_6\text{O}_2 est un ester présentant une odeur de rhum. Il est utilisé dans l'industrie alimentaire pour parfumer des aliments sans avoir à les alcooliser directement avec du rhum. L'acide méthanoïque \text{HCOOH} et l'éthanol \text{C}_2\text{H}_6\text{O} sont à l'origine de la synthèse de cet ester.

Une pile à combustible (PAC) à dihydrogène génère de l'électricité à partir de l'oxydation du dihydrogène \text{H}_2\text{(g)} et la réduction du dioxygène \text{O}_2\text{(g)}. Cette pile particulière produit de l'eau.

1. Écrire les demi‑équations pour chaque électrode.

2. Montrer que l'équation de la réaction globale est :

2  \mathrm{H}_{2}(\mathrm{g})+\mathrm{O}_{2}(\mathrm{g}) \rightarrow 2  \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{l})

3. Du platine est inséré entre les deux électrodes afin de jouer le rôle de catalyseur. Rappeler le rôle d'un catalyseur.

Une cellule élémentaire fonctionne pendant une durée Δt = 192 h et débite un courant d'intensité considérée constante I = 300 A.

4. En utilisant les demi‑équations des réactions se produisant aux électrodes, calculer la quantité de matière de chacun des gaz réactifs nécessaires au fonctionnement d'une cellule élémentaire.

• Couples d'oxydoréduction : \text{O}_2 \text{(g)/H}_2\text{O (l)} et \text{H}^+\text{(aq)/H}_2 \text{(g)}