Chimie au quotidien : pile au citron et cuivrage d'une clé

Le deuxième exercice de l'épreuve, noté sur 6,5 points, est le plus long du sujet. Il propose deux expériences réalisables chez soi : une pile fabriquée avec un citron, une pièce en cuivre et un trombone galvanisé, puis le dépôt de cuivre sur une clé en fer. Les deux parties sont indépendantes et balayent l'essentiel de l'oxydoréduction de l'ancien programme : piles, quantité d'électricité, sens d'évolution spontanée et électrolyse.

Polarité et fonctionnement de la pile

La tension à vide d'une pile s'appelle sa force électromotrice, ici 0,84 V. Le voltmètre affiche une valeur positive avec la borne V reliée à la pièce : la pièce en cuivre est donc le pôle positif et le trombone le pôle négatif. Le dégagement de dihydrogène se met en évidence avec une flamme, qui provoque une légère détonation. Sur la pièce, les ions H⁺ captent des électrons : c'est une réduction, la pièce est la cathode. Sur le trombone, le zinc cède des électrons : c'est une oxydation, le trombone est l'anode. Le piège consiste à associer anode et pôle positif par habitude, alors que dans une pile l'anode est le pôle négatif. L'addition des deux demi-équations donne Zn + 2 H⁺ = Zn²⁺ + H₂.

Les ions H⁺ viennent du jus de citron, une solution acide. Le vinaigre et le jus d'orange, acides eux aussi, peuvent le remplacer, contrairement à l'eau sucrée. Pour doubler la tension, il faut deux piles en série, le pôle négatif de l'une relié au pôle positif de l'autre, ce qui donne environ 1,7 V. Planter deux pièces dans le même citron ne suffit pas.

Étude quantitative

La quantité d'électricité vaut Q = I × Δt = 3,3 C, à condition de convertir l'intensité en ampères et la durée en secondes. Chaque atome de zinc libère deux électrons, d'où n = Q/(2F) = 1,7 × 10⁻⁵ mol. Oublier ce facteur 2 donnerait la quantité d'électrons. La masse du trombone diminue alors de 1,1 mg, une perte très faible qui explique qu'une telle pile fonctionne longtemps.

Préparation de l'électrolyte

Pour 250 mL de solution de sulfate de cuivre à 1,0 mol/L, il faut une masse de sulfate de cuivre calculée avec sa masse molaire, 159,6 g/mol. La bouillie bordelaise n'en contient que 80 % : on divise par 0,80 et on prélève environ 50 g de poudre. Le protocole de dissolution utilise une balance, une coupelle, un entonnoir et une fiole jaugée de 250 mL, complétée jusqu'au trait de jauge.

Cuivrage spontané puis électrolyse

Plongée dans la solution, la clé se couvre de cuivre : le fer est le réducteur et les ions Cu²⁺ l'oxydant. Le quotient de réaction initial est nul, car la solution ne contient pas d'ions fer(II) au départ ; comme il est inférieur à la constante d'équilibre de 10²⁶, la transformation est spontanée. Elle s'arrête vite parce que le dépôt de cuivre isole le fer de la solution. Pour un dépôt plus épais, on réalise une électrolyse à anode soluble : la clé est la cathode, reliée au pôle négatif de la pile de 4,5 V, et la pièce en cuivre est l'anode qui se dissout. Sur le schéma, les électrons circulent dans les fils et ce sont les ions qui transportent le courant dans la solution.

Conseils

Nommez toujours l'électrode d'après la réaction qui s'y produit, pas d'après sa polarité, et soignez les conversions d'unités dans la partie quantitative.