On étudie la pile dihydrogène / dioxygène, qui est une pile à combustible : contrairement aux piles saline ou alcaline, elle peut être alimentée en continu en combustible.
- Le dihydrogène, en provenance d'une bonbonne, subit une oxydation sur une électrode de platine appelée pôle 1.
- Le dioxygène subit une réduction sur l'autre électrode, le pôle 2.
Pourrait-on remplacer l'alimentation en dioxygène par une alimentation en air ?
L'air contient 78% de diazote, 21% de dioxygène et 1% de gaz divers. Il n'y a donc pas que du dioxygène dans l'air.
Mais, comme il s'agit d'un milieu ouvert, le gaz peut être perpétuellement renouvelé et se trouve alors être le réactif en excès.
L'air contient du dioxygène donc on pourrait en effet remplacer l'alimentation en dioxygène par une alimentation en air.
Quelle partie de la pile est onéreuse ?
Il est simple de se procurer du dioxygène et du dihydrogène en quantité (l'hydrogène est l'élément majoritaire dans l'univers).
En revanche, le prix au kilogramme du platine n'est pas très éloigné de celui de l'or : environ 33 000€ à l'heure actuelle. Or, les électrodes sont en platine.
Les électrodes sont la partie onéreuse de la pile.
Quelle est la demi-équation associée au couple \ce{H^{+}_{(aq)}} / \ce{H2_{(g)}} et quelle est la polarité du pôle 1 ?
À tout couple oxydant / réducteur, on associe la demi-équation électronique d'oxydoréduction suivante :
Ox+n e^{-} = Red
Le sens d'écriture de ces demi-équations dépend de la nature réactif ou produit des espèces chimiques appartenant au couple considéré.
Cas du couple oxydant / réducteur \ce{H^{+}_{(aq)}}/\ce{H2_{(g)}}
Pour cette pile à combustible, le dihydrogène \ce{H2_{(g)}} est un réactif et l'ion hydrogène \ce{H^{+}_{(aq)}} un produit, la demi-équation doit donc être écrite avec \ce{H2_{(g)}} à gauche et \ce{H^{+}_{(aq)}} à droite :
\ce{H2_{(g)}} = \ce{H^{+}_{(aq)}}
On équilibre d'abord les atomes d'hydrogène :
\ce{H2_{(g)}} = 2 \ce{H^{+}_{(aq)}}
Puis la charge électrique à l'aide des électrons, la demi-équation associée à ce couple est donc :
\ce{H2_{(g)}} = 2 \ce{H^{+}_{(aq)}} + 2 e^{-}
Polarité
L'électrode 1 de la pile est donc le siège de l'oxydation du dihydrogène, c'est donc l'anode de la pile. Lors de cette oxydation, des électrons sont libérés : cette électrode est donc le pôle négatif de la pile.
L'électrode 1 est donc le siège de l'oxydation du dihydrogène selon la demi-équation :
\ce{H2_{(g)}} = 2 \ce{H^{+}_{(aq)}} + 2 e^{-}
Cette électrode est donc l'anode et le pôle négatif de la pile (par où s'échappent les électrons).
Quelle est la demi-équation associée au couple \ce{O2_{(g)}} / \ce{H2O_{(l)}} et quelle est la polarité du pôle 2 ?
À tout couple oxydant / réducteur, on associe la demi-équation électronique d'oxydoréduction suivante :
Ox+n e^{-} = Red
Le sens d'écriture de ces demi-équations dépend de la nature réactif ou produit des espèces chimiques appartenant au couple considéré.
Cas du couple oxydant / réducteur \ce{O2_{(g)}}/\ce{H2O_{(g)}}
Pour cette pile à combustible, le dioxygène \ce{O2_{(g)}} est un réactif et l'eau est un produit \ce{H2O_{(g)}} un produit, la demi-équation doit donc être écrite avec \ce{O2_{(g)}} à gauche et \ce{H2O_{(g)}} à droite :
\ce{O2_{(g)}} = \ce{H2O_{(g)}}
On équilibre les atomes d'oxygène par ajout de molécules d'eau :
\ce{O2_{(g)}} = \ce{H2O_{(g)}} + \ce{H2O_{(g)}}
On équilibre les H par ajout d'ions \ce{H^{+}_{(aq)}} :
\ce{O2_{(g)}} + 4\ce{H^{+}_{(aq)}} = 2 \ce{H2O_{(g)}}
Enfin, on équilibre les charges par ajout du nombre d'électrons nécessaires :
\ce{O2_{(g)}} + 4\ce{H^{+}_{(aq)}} +4e^{-}= 2 \ce{H2O_{(g)}}
Polarité
L'électrode 2 de la pile est donc le siège de la réduction du dioxygène, c'est donc la cathode de la pile. Lors de cette réduction, des électrons sont captés : cette électrode est donc le pôle positif de la pile.
L'électrode 2 est donc le siège de la réduction du dioxygène selon la demi-équation :
\ce{O2_{(g)}} + 4\ce{H^{+}_{(aq)}} +4e^{-}= 2 \ce{H2O_{(g)}}
Cette électrode est donc la cathode et le pôle positif de la pile (vers où se dirigent les électrons).
Quelle est l'équation décrivant l'évolution globale de la pile ?
Équation de la réaction de fonctionnement de la pile
Les demi-équations de réactions sont :
- \ce{H2_{(g)}} = 2 \ce{H^{+}_{(aq)}} + 2e^{-}
- \ce{O2_{(g)}} + 4\ce{H^{+}_{(aq)}} +4e^{-}= 2 \ce{H2O_{(g)}}
Comme le nombre d'électrons échangés n'est pas le même pour les deux demi-équations, il faut d'abord multiplier la première par un coefficient 2 avant qu'il soit possible de les combiner. On obtient :
- 2\ce{H2_{(g)}} = 4 \ce{H^{+}_{(aq)}} + 4e^{-}
- \ce{O2_{(g)}} + 4\ce{H^{+}_{(aq)}} +4e^{-}= 2 \ce{H2O_{(g)}}
On ajoutant ces deux demi-équations on obtient l'équation de la réaction :
\ce{O2_{(g)}} + 2 \ce{H2_{(g)}}+ 4\ce{H^{+}_{(aq)}} +4e^{-} \ce{->} 2 \ce{H2O_{(g)}} + 4\ce{H^{+}_{(aq)}} +4e^{-}
Après simplifications, cela donne :
\ce{O2_{(g)}} + 2 \ce{H2_{(g)}} \ce{->} 2 \ce{H2O_{(g)}}
Sous-produit de la réaction
- Par définition, un sous-produit est un produit résidu qui apparaît durant la fabrication ou la distribution d'un produit fini.
- Le produit fini est, lui, un produit qui est prêt à être commercialisé.
Le sous-produit est donc l'eau.
Propreté de la pile
Cette pile est qualifiée de propre notamment car il n'y a pas besoin de polluer ou d'abîmer l'environnement pour obtenir les réactifs permettant son fonctionnement mais surtout car elle ne produit pas de déchet ni non valorisable ni polluant, mais de l'eau.
L'équation décrivant l'évolution globale de la pile est :
\ce{O2_{(g)}} + 2 \ce{H2_{(g)}} \ce{->} 2 \ce{H2O_{(g)}}
Le sous-produit de cette pile étant l'eau, elle ne produit ni déchet non valorisable ni polluant. Cette pile est donc propre.