On réalise une pile électrochimique nickel-argent, avec dans un premier compartiment une solution de sulfate de nickel (\ce{Ni^2+} + \ce{SO4^2-}) dans laquelle on plonge une plaque de nickel et dans un second compartiment d'un volume V=150\text{ mL} une solution de nitrate d'argent (\ce{Ag^+} + \ce{NO3^-}) de concentration C=2{,}50.10^{-2}\text{ mol.L}^{-1} dans laquelle on plonge une plaque d'argent. Les deux compartiments sont reliés par un pont salin et les deux plaques métalliques sont reliées à un capteur.
La demi-équation d'oxydation est :
\ce{Ni} = \ce{Ni^2+} + 2\ \ce{e-}
La demi-équation de réduction est :
\ce{Ag^+} + \ce{e^-} = \ce{Ag}
L'équation bilan de la pile est :
\ce{Ni_{(s)}} + 2\ \ce{Ag+_{(aq)}} = \ce{Ni^2+_{(aq)}} + 2\ \ce{Ag_{(s)}}
Quelle est la capacité électrique de cette pile électrochimique ?
Donnée : La constante de Faraday est \mathcal{F}=9{,}65.10^4\text{ C.mol}^{-1}.
La capacité électrique d'une pile électrochimique correspond à la quantité maximale d'électricité qu'elle peut fournir. Elle peut être calculée à partir de la quantité d'électrons maximale que peut fournir la pile et la constante de Faraday :
Q_{\text{(C)}}=n_{e^-\text{(mol)}} \times \mathcal{F}_{\text{(C.mol}^{-1}\text{)}}
En supposant que la plaque de nickel est suffisamment épaisse, on peut considérer que le nickel solide est en excès et que les ions argent sont le réactif limitant de l'équation bilan de la pile.
L'avancement final de la réaction est donné par la relation :
n^i_{\ce{Ag^+}} - 2\ x_{\text{max}}=0
La quantité de matière initiale des ions argent peut être exprimée en fonction du volume et de la concentration :
C \times V -2\ x_{\text{max}}=0
D'où :
x_{\text{max}}=\dfrac{C \times V}{2}
D'après les demi-équations, on déduit que l'oxydation d'un atome de nickel nécessite l'échange de 2 électrons. On aura la relation :
n_{\ce{e^-}}=2\ x_{\text{max}}
D'où la relation :
n_{\ce{e^-}}=C \times V
L'expression de la capacité électrique est :
Q=C \times V \times \mathcal{F}
Ici, il faut convertir le volume en litres :
150\text{ mL}=150.10^{-3}\text{ L}
D'où l'application numérique :
Q=2{,}50.10^{-2} \times 150.10^{-3} \times 9{,}65.10^4
Q=3{,}62.10^2\text{ C}
La capacité électrique de cette pile électrochimique est de 3{,}62.10^2\text{ C}.
On réalise une pile électrochimique zinc-cuivre, avec dans un premier compartiment une solution de sulfate de zinc (\ce{Zn^2+} + \ce{SO4^2-}) dans laquelle on plonge une plaque de zinc et dans un second compartiment un volume V=1{,}5\text{ L} une solution de sulfate de cuivre (\ce{Cu^2+} + \ce{SO4^2-}) de concentration C=7{,}50.10^{-3}\text{ mol.L}^{-1} dans laquelle on plonge une plaque de cuivre. Les deux compartiments sont reliés par un pont salin et les deux plaques métalliques sont reliées à un capteur.
La demi-équation d'oxydation est :
\ce{Zn} = \ce{Zn^2+} + 2\ \ce{e-}
La demi-équation de réduction est :
\ce{Cu^2+} +2 \ce{e^-} = \ce{Cu}
L'équation bilan de la pile est :
\ce{Zn_{(s)}} + \ \ce{Cu^2+_{(aq)}} = \ce{Zn^2+_{(aq)}} + \ \ce{Cu_{(s)}}
Quelle est la capacité électrique de cette pile électrochimique ?
Donnée : La constante de Faraday est \mathcal{F}=9{,}65.10^4\text{ C.mol}^{-1}.
La capacité électrique d'une pile électrochimique correspond à la quantité maximale d'électricité qu'elle peut fournir. Elle peut être calculée à partir de la quantité d'électrons maximale que peut fournir la pile et la constante de Faraday :
Q_{\text{(C)}}=n_{e^-\text{(mol)}} \times \mathcal{F}_{\text{(C.mol}^{-1}\text{)}}
En supposant que la plaque de zinc est suffisamment épaisse, on peut considérer que le zinc solide est en excès et que les ions cuivre sont le réactif limitant de l'équation bilan de la pile.
L'avancement final de la réaction est donné par la relation :
n^i_{\ce{Cu^2+}} - \ x_{\text{max}}=0
La quantité de matière initiale des ions cuivre peut être exprimée en fonction du volume et de la concentration :
C \times V -\ x_{\text{max}}=0
D'où :
x_{\text{max}}=C \times V
D'après les demi-équations, on déduit que l'oxydation d'un atome de zinc nécessite l'échange de 2 électrons. On aura la relation :
n_{\ce{e^-}}=2\ x_{\text{max}}
D'où la relation :
n_{\ce{e^-}}=2\times C \times V
L'expression de la capacité électrique est :
Q=2\times C \times V \times \mathcal{F}
D'où l'application numérique :
Q=2 \times 1{,}5 \times 7{,}50.10^{-3} \times 9{,}65.10^4
Q=2{,}17.10^3\text{ C}
La capacité électrique de cette pile électrochimique est de 2{,}17.10^3\text{ C}.
On réalise une pile électrochimique nickel-argent, avec dans un premier compartiment une solution de sulfate de nickel (\ce{Ni^2+} + \ce{SO4^2-}) dans laquelle on plonge une plaque de nickel et dans un second compartiment d'un volume V=25{,}50\text{ cL} une solution de nitrate d'argent (\ce{Ag^+} + \ce{NO3^-}) de concentration C=1{,}50.10^{-3}\text{ mol.L}^{-1} dans laquelle on plonge une plaque d'argent. Les deux compartiments sont reliés par un pont salin et les deux plaques métalliques sont reliées à un capteur.
La demi-équation d'oxydation est :
\ce{Ni} = \ce{Ni^2+} + 2\ \ce{e-}
La demi-équation de réduction est :
\ce{Ag^+} + \ce{e^-} = \ce{Ag}
L'équation bilan de la pile est :
\ce{Ni_{(s)}} + 2\ \ce{Ag+_{(aq)}} = \ce{Ni^2+_{(aq)}} + 2\ \ce{Ag_{(s)}}
Quelle est la capacité électrique de cette pile électrochimique ?
Donnée : La constante de Faraday est \mathcal{F}=9{,}65.10^4\text{ C.mol}^{-1}.
La capacité électrique d'une pile électrochimique correspond à la quantité maximale d'électricité qu'elle peut fournir. Elle peut être calculée à partir de la quantité d'électrons maximale que peut fournir la pile et la constante de Faraday :
Q_{\text{(C)}}=n_{e^-\text{(mol)}} \times \mathcal{F}_{\text{(C.mol}^{-1}\text{)}}
En supposant que la plaque de nickel est suffisamment épaisse, on peut considérer que le nickel solide est en excès et que les ions argent sont le réactif limitant de l'équation bilan de la pile.
L'avancement final de la réaction est donné par la relation :
n^i_{\ce{Ag^+}} - 2\ x_{\text{max}}=0
La quantité de matière initiale des ions argent peut être exprimée en fonction du volume et de la concentration :
C \times V -2\ x_{\text{max}}=0
D'où :
x_{\text{max}}=\dfrac{C \times V}{2}
D'après les demi-équations, on déduit que l'oxydation d'un atome de nickel nécessite l'échange de 2 électrons. On aura la relation :
n_{\ce{e^-}}=2\ x_{\text{max}}
D'où la relation :
n_{\ce{e^-}}=C \times V
L'expression de la capacité électrique est :
Q=C \times V \times \mathcal{F}
Ici, il faut convertir le volume en litres :
25{,}50\text{ cL}=25{,}50.10^{-2}\text{ L}
D'où l'application numérique :
Q= 1{,}5.10^{-3} \times25{,}50.10^{-2} \times 9{,}65.10^4
Q=3{,}69.10^1\text{ C}
La capacité électrique de cette pile électrochimique est de 3{,}69.10^1\text{ C}.
On réalise une pile électrochimique fer-cuivre, avec dans un premier compartiment une solution de sulfate de fer (\ce{Fe^2+} + \ce{SO4^2-}) dans laquelle on plonge une plaque de fer et dans un second compartiment d'un volume V=100\text{ mL} une solution de sulfate de cuivre (\ce{Cu^2+} + \ce{SO4^2-}) de concentration C=3{,}00.10^{-2}\text{ mol.L}^{-1} dans laquelle on plonge une plaque de cuivre. Les deux compartiments sont reliés par un pont salin et les deux plaques métalliques sont reliées à un capteur.
La demi-équation d'oxydation est :
\ce{Fe} = \ce{Fe^2+} + 2\ \ce{e-}
La demi-équation de réduction est :
\ce{Cu^2+} +2 \ce{e^-} = \ce{Cu}
L'équation bilan de la pile est :
\ce{Fe_{(s)}} + \ \ce{Cu ^{2+}_{(aq)}} = \ce{Fe^2+_{(aq)}} + \ \ce{Cu_{(s)}}
Quelle est la capacité électrique de cette pile électrochimique ?
Donnée : La constante de Faraday est \mathcal{F}=9{,}65.10^4\text{ C.mol}^{-1}.
La capacité électrique d'une pile électrochimique correspond à la quantité maximale d'électricité qu'elle peut fournir. Elle peut être calculée à partir de la quantité d'électrons maximale que peut fournir la pile et la constante de Faraday :
Q_{\text{(C)}}=n_{e^-\text{(mol)}} \times \mathcal{F}_{\text{(C.mol}^{-1}\text{)}}
En supposant que la plaque de fer est suffisamment épaisse, on peut considérer que le fer solide est en excès et que les ions cuivre sont le réactif limitant de l'équation bilan de la pile.
L'avancement final de la réaction est donné par la relation :
n^i_{\ce{Cu^2+}} - \ x_{\text{max}}=0
La quantité de matière initiale des ions cuivre peut être exprimée en fonction du volume et de la concentration :
C \times V - x_{\text{max}}=0
D'où :
x=C \times V
D'après les demi-équations, on déduit que l'oxydation d'un atome de fer nécessite l'échange de 2 électrons. On aura la relation :
n_{\ce{e^-}}=2\ x_{\text{max}}
D'où la relation :
n_{\ce{e^-}}=2\times C \times V
L'expression de la capacité électrique est :
Q=2 \times C \times V \times \mathcal{F}
Ici, il faut convertir le volume en litres :
100\text{ mL}=100.10^{-3}\text{ L} =0{,}1 \text{ L}
D'où l'application numérique :
Q=2\times3{,}00.10^{-2} \times 0{,}1 \times 9{,}65.10^4
Q=5{,}80.10^2\text{ C}
La capacité électrique de cette pile électrochimique est de 5{,}80.10^2\text{ C}.
On réalise une pile électrochimique cuivre-aluminium, avec dans un premier compartiment un volume V=450\text{ mL} d'une solution de sulfate de cuivre (\ce{Cu^2+} + \ce{SO4^2-}) de concentration C=3{,}00.10^{-2}\text{ mol.L}^{-1} dans laquelle on plonge une plaque de cuivre et dans un second compartiment une solution de sulfate d'aluminium (\ce{2 Al^3+} + 3 \ce{SO4^2-}) dans laquelle on plonge une plaque d'aluminium. Les deux compartiments sont reliés par un pont salin et les deux plaques métalliques sont reliées à un capteur.
La demi-équation d'oxydation est :
\ce{Al} = \ce{Al^3+} + 3\ \ce{e-}
La demi-équation de réduction est :
\ce{Cu^2+} +2 \ce{e^-} = \ce{Cu}
L'équation bilan de la pile est :
2\ce{Al_{(s)}} + 3\ \ce{Cu ^{2+}_{(aq)}} = 2\ce{Al^3+_{(aq)}} + 3\ \ce{Cu_{(s)}}
Sachant que les ions cuivre sont le réactif limitant, quelle est la capacité électrique de cette pile électrochimique ?
Donnée : La constante de Faraday est \mathcal{F}=9{,}65.10^4\text{ C.mol}^{-1}.
La capacité électrique d'une pile électrochimique correspond à la quantité maximale d'électricité qu'elle peut fournir. Elle peut être calculée à partir de la quantité d'électron maximale que peut fournir la pile et la constante de Faraday :
Q_{\text{(C)}}=n_{e^-\text{(mol)}} \times \mathcal{F}_{\text{(C.mol}^{-1}\text{)}}
En supposant que la plaque d'aluminium est suffisamment épaisse, on peut considérer que l'aluminium solide est en excès et que les ions cuivre sont le réactif limitant de l'équation bilan de la pile.
L'avancement final de la réaction est donné par la relation :
n^i_{\ce{Cu^2+}} - 3\ x_{\text{max}}=0
La quantité de matière initiale des ions cuivre peut être exprimée en fonction du volume et de la concentration :
C \times V -3 x_{\text{max}}=0
D'où :
x_{\text{max}}=\dfrac{C \times V}{3}
D'après les demi-équations, on déduit que l'oxydation d'un atome d'aluminium nécessite l'échange de 3 électrons. Or, pour équilibrer l'équation d'oxydoréduction de la pile, il est nécessaire de faire intervenir 2 atomes d'aluminium. On aura la relation :
\dfrac{n_{\ce{e^-}}}{2}=3\ x_{\text{max}}
D'où la relation :
n_{\ce{e^-}}=2\times C \times V
L'expression de la capacité électrique est :
Q=2 \times C \times V \times \mathcal{F}
Ici, il faut convertir le volume en litres :
450\text{ mL}=450.10^{-3}\text{ L}
D'où l'application numérique :
Q=2\times3{,}00.10^{-2} \times 450.10^{-3} \times 9{,}65.10^4
Q=2{,}61.10^3\text{ C}
La capacité électrique de cette pile électrochimique est de 2{,}61.10^3\text{ C}.