Fabriquer une pile avec une pomme de terre

الموضوع في 'أرشيف المنتدى التعليمي' بواسطة sinaidayas, بتاريخ ‏14 سبتمبر 2008.

  1. sinaidayas

    sinaidayas عضو

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      14-09-2008 01:21
    Fabriquer une pile avec une pomme de terre


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    La manipulation

    * Nettoyer les pièces de cuivre et les clous en zinc.
    * Enfoncer dans chaque pomme de terre la pièce en cuivre d'un côté et le clou zinc de l'autre en laissant une partie du cuivre et du zinc hors de la pomme de terre.
    * Relier les pommes de terre entre elles par les fils électriques, en alternant toujours les lamelles de cuivre et de zinc.
    * Relier la diode électroluminescente entre les 2 fils électriques libres.

    Que voit-on ?

    La diode électroluminescente (D.E.L.) s'allume dès qu'on la connecte à la pile patate.

    Explications

    Le cuivre représente la borne + de la pile. Le zinc représente la borne - de la pile. L'électrolyse de la première pomme de terre se transmet à la seconde et ainsi de suite de pomme de terre en pomme de terre ce qui provoque la circulation d’un courant électrique. on remarquera que si on branche une D.E.L. sur une seule pile patate, elle ne s'allume pas. Il faut en réaliser plusieurs et les brancher en série pour espérer allumer une simple D.E.L.. Attention à bien respecter les polarités de la diode, sinon , celle-ci ne s'allumera pas.

    La pile fonctionne sur base d'une réaction d'oxydo-réduction naturelle ! Le meilleur réducteur (donneur d'électrons) constituera la borne négative - "pompe foulante d'électrons - et fournira des électrons au meilleur oxydant (capteur d'électrons) qui constituera la borne positive - "pompe aspirante d'électrons" -. Les électrons circuleront donc du réducteur vers l'oxydant dès qu'ils sont reliés par un fil.

    A la borne positive appelée anode, c'est le couple ion(aq)++/réd. conj. qui réagira, l'ion(aq)++ étant le meilleur oxydant. La réaction sera, en général :

    ion(aq)n+ + n e- ---> entité réd. conj.


    L'ion + peut, par exemple, provenir de l'acidité du suc cellulaire. L'électrode de cuivre ne servirait que de conducteur bien que, par contact avec le suc cellulaire, le cuivre pourrait s'oxyder en Cu++ ; ion qui jouerait le rôle d'oxydant. On considèrerait alors le couple H+/H2 et/ou le couple Cu++/Cu et la réaction de réduction s'écrirait alors :

    H+ + e- ---> 1/2 H2 ou

    Cu(aq)++ + 2 e- ---> Cu

    A la borne négative appelée cathode, c'est le couple Zn++/Zn (le Zn se serait oxydé au contact du suc cellulaire) qui réagira, le Zn étant le meilleur réducteur. Des solutés du suc cellulaire pourraient également jouer le rôle de réducteur. La réaction sera :

    Zn ---> Zn++ + 2 e- ou

    Réd. suc cell. ---> Oxy. conj. + n e-

    Revoyons les NOTIONS FONDAMENTALES


    Les éléments théoriques de l'oxydo-réduction dans une pile Daniell

    Prenons la convention de nous exprimer en terme de réaction de "REDUCTION".

    Ainsi, selon la théorie de Brönsted-Lowry, une réaction redox peut se modéliser comme la mise en concurrence de deux phénomènes de réduction ; deux oxydants opposant leur tendance à capter un ou plusieurs électrons pour se transformer en leur réducteur conjugué respectif. C'est le meilleur oxydant qui s'associera - côté réactifs - au meilleur réducteur pour se transformer en leurs conjugués de tendance opposée nettement plus faible. Le plus fort oxydant - excellent capteur d'électron(s) - se transformera en son réducteur conjugué faible - mauvais donneur d'électron(s) - dans une réaction dite de réduction. Dans le même temps, le meilleur réducteur - excellent donneur d'électron(s) - fournira un (des) électron(s) à l'oxydant et se transformera en son oxydant conjugué faible - mauvais capteur d'électron(s) -.

    La théorie de Brönsted-Lowry conçoit donc l'existence de deux couples oxydant/réducteur conjugué qui se "complètent" en exprimant, dans une pile, leur tendance naturelle ; la réaction est alors auto-entretenue et complète. On peut écrire les deux couples, en général : oxy1/réd1 : oxy1 + n1 e- <--> réd1 et oxy2 + n2 e- <--> réd2. Et si on considère que oxy1 est le meilleur oxydant, réd2 étant, de ce fait, le meilleur réducteur il vient que : oxy1 + réd2 --> oxy2 + réd1 ; avec un équilibre fortement déplacé vers les produits - la réaction aura une constante d'équilibre très grande - et la réaction sera complète.

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    On peut, finalement, classer les couples dans une table de potentiels de réduction ; les meilleurs oxydants - et donc les plus faibles réducteurs conjugués - se situant alors en début de classification, les plus faibles oxydants - et donc les meilleurs réducteurs conjugués - se retrouvant en fin de table. En faisant abstraction de la loi de Nernst, la réaction sera d'autant plus complète que l'écart entre les deux couples impliqués dans le système redox est grand.

    Extrait de la table des potentiels standard de réduction

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  2. hihoo02

    hihoo02 عضو مميز

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      14-09-2008 01:35
    good idea my friend,maybe I will try it
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