TP Pile a hydrogene

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1) Historique
1839 : Découverte de l'effet pile à combustible par l'allemand Christian Schönbein.
1839-1842 : Réalisation du premier modèle de laboratoire de pile à combustible par William
R. Grove.
1932 : Reprise des études au sujet de la pile à combustible par Francis T. Bacon, qui réalise
un premier prototype de 1 kW en 1953, puis 5 kW en 1959. Ce prototype servira de modèle
pour les futures piles à combustible utilisées lors des missions spatiales Apollo.
2) Principe de fonctionnement
La pile à combustible fonctionne à l'inverse de l'électrolyse de l'eau pure. Elle transforme
l'énergie chimique en énergie électrique directement. C'est un générateur.
Elle est semblable à une pile ordinaire. Elle possède une cathode et une anode séparées par un
électrolyte qui assure entre autres le passage du courant par transfert ionique des charges.
Comme une pile classique, elle consomme son oxydant (ici le dioxygène O2) et son réducteur
(ici le dihydrogène H2). Elle continue de fonctionner tant qu'elle est approvisionnée en
dihydrogène et dioxygène. Le réducteur peut être aussi du méthanol ou du gaz naturel.
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À l'anode, a lieu la réaction d'oxydation suivante : H2 → 2H+ + 2e–
Il y a donc production de deux électrons par molécule de dihydrogène.
L'ion H+ passe de l'anode à la cathode et provoque un courant électrique par transfert des
électrons dans le circuit électrique.
À la cathode, les ions H+ sont consommés suivant la réaction de réduction: O2 + 4H+ + 4e–
→ 2H2O
3) Vocabulaire
Une réaction d'oxydo-réduction est une réaction chimique au cours de laquelle se produit un
transfert d'électrons. L'atome qui capte les électrons est appelé « oxydant » ; celui qui les
cède, « réducteur ».
Une réduction est un gain d'électrons :
I2 + 2 e- → 2 IUne oxydation est une perte d'électrons :
Cu → Cu2+ + 2 eDans une oxydo-réduction,
* l'élément qui perd un ou des électron(s) est appelé « réducteur »,
* l'élément qui capte un ou des électron(s) est appelé « oxydant ».
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4) Présentation de l'expérience
L'eau, c'est de l'eau ! Ben non ! L'eau est composée d'éléments chimiques !!
Matériel
de l'eau
1 récipient (bocal, bassine ou autre)
1 pile de 4,5 V (ou plus puissante)
2 clous (ou autres tiges de métal)
2x1 tube à essai
2x1 fil électrique
du sel (ou tout autre électrolyte)
1 bougie
1 briquet
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5) L'expérience
La manipulation :
Remplir le récipient avec de l'eau et y ajouter l'électrolyte (ici, nous utilisons du sel). Prendre
les deux clous ou les deux tiges de métal choisies et les placer dans chacun des tubes à essai,
le but étant de récupérer l'hydrogène produit par l'électrolyse.
Brancher la pointe équipée du récupérateur (tube à essai) sur le pôle (-), la cathode, c'est là
que l'hydrogène sera récupéré. Brancher l'autre pointe équipée du récupérateur (tube à essai)
sur l'autre pôle (+), l'anode, c'est là que sera récupéré l'oxygène. Attendre et observer.
Légende :
1 : Anode
2 : Cathode
Que voit-on ?
Des petites bulles commencent à apparaître sur les tiges de métal : c'est de l'oxygène (O) au
pôle (+) et de l'hydrogène (H) au pôle (-). Au bout d'une heure, s'il n'y a pas assez de gaz dans
les tubes, on peut rajouter du sel pour booster la réaction. Une fois que l'on a récupéré assez
d'hydrogène, on peut le faire exploser en approchant la flamme du briquet au moment où on le
relâche. Un peu d'entraînement sera peut-être nécessaire au début.
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6) Explications de manière simple
Comment sait-on que l'hydrogène est présent ?
Le courant électrique dissocie la molécule d'eau (soit H2O) en ions hydroxyde (OH)- et
hydrogène H+ : dans la cellule électrolytique, les ions hydrogène acceptent des électrons à la
cathode dans une réaction d'oxydation en formant du dihydrogène gazeux (soit H2), alors
qu'une oxydation des ions hydroxyde - qui perdent des électrons donc - se produit à l'anode ce
qui produit l'oxygène (o2).
On constate aussi que le volume de l'hydrogène est deux fois celui de l'oxygène. On utilise
une flamme pour constater la présence de l'hydrogène puisque c'est un gaz très inflammable.
L'électrolyte ?
L'eau pure conduit peu l'électricité, ce qui contraint à l'emploi d'un additif hydrosoluble électrolyte - dans la cellule d'électrolyse pour « fermer » le circuit électrique (autrement dit,
faire en sorte que les potentiels chimiques en jeu permettent la réaction chimique).
L'électrolyte se dissout et se dissocie en cations et anions (c'est-à-dire respectivement des ions
chargés positivement et négativement) qui peuvent « porter » le courant. Ces électrolytes sont
habituellement des acides, des bases ou des sels.
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