Physique-Chimie (Spé) — Constitution et transformations de la matière
Piles et électrolyse
Piles électrochimiques, f.é.m., électrolyse, conversions d'énergie
Résumé synthétiqueFiche en 4 sectionsQuiz de 10 questionsGratuit, sans pub
Résumé
Une pile électrochimique convertit l'énergie chimique en énergie électrique grâce à une réaction d'oxydoréduction spontanée. Elle est constituée de deux demi-piles reliées par un pont salin qui assure la neutralité électrique. L'anode ($-$) est le siège de l'oxydation, la cathode ($+$) celui de la réduction. La force électromotrice (f.é.m.) est la tension à vide de la pile. L'électrolyse est le processus inverse : on force une réaction non spontanée en fournissant de l'énergie électrique. La quantité de matière transformée est liée à l'intensité et au temps par $n = \dfrac{I \times t}{n_{\mathrm{e^-}} \times F}$, avec $F = 96\,485\ \mathrm{C/mol}$ la constante de Faraday. Les accumulateurs sont des piles rechargeables qui fonctionnent en pile (décharge) et en électrolyseur (charge).
La pile transforme de l'énergie chimique en énergie électrique grâce à une réaction d'oxydoréduction spontanée. Deux demi-piles, un pont salin, et c'est parti.
Les électrons circulent de l'anode ($-$) vers la cathode ($+$) dans le circuit extérieur.
- Une pile convertit l'énergie chimique en énergie électrique par une réaction d'oxydoréduction spontanée.
- Deux demi-piles contenant chacune un couple oxydant/réducteur, reliées par un pont salin.
- Le pont salin permet la circulation des ions et maintient la neutralité électrique.
- Anode (borne $-$) : siège de l'oxydation (le réducteur perd des électrons).
- Cathode (borne $+$) : siège de la réduction (l'oxydant gagne des électrons).
- Mnémotechnique : AnOx (Anode – Oxydation), CathRed (Cathode – Réduction).
Exemple
Pile Daniell : anode $\mathrm{Zn}$ (oxydation $\mathrm{Zn} \rightarrow \mathrm{Zn^{2+}} + 2\,\mathrm{e^-}$), cathode $\mathrm{Cu}$ (réduction $\mathrm{Cu^{2+}} + 2\,\mathrm{e^-} \rightarrow \mathrm{Cu}$). Le zinc se dissout, le cuivre se dépose. $\text{f.é.m.} \approx 1{,}1\ \mathrm{V}$.
Piège à éviter
Les électrons circulent dans le circuit extérieur (le fil), jamais dans la solution. Dans la solution, ce sont les ions qui assurent le passage du courant (via le pont salin).
La f.é.m. mesure la « puissance chimique » de la pile. Elle diminue au fur et à mesure que les réactifs sont consommés, jusqu'à atteindre $0\ \mathrm{V}$ (pile usée).
- La f.é.m. ($E$) est la tension à vide de la pile, en volt ($\mathrm{V}$).
- $E > 0$ pour une réaction spontanée dans le sens direct.
- La capacité $Q$ d'une pile : quantité totale de charge délivrable (en coulombs ou en $\mathrm{A\cdot h}$).
- $Q = n(\mathrm{e^-}) \times F$, où $n(\mathrm{e^-})$ est la quantité totale d'électrons échangés et $F = 96\,485\ \mathrm{C/mol}$ (constante de Faraday).
- La pile s'use quand un réactif est entièrement consommé : elle atteint l'équilibre ($E = 0$, pile usée).
- Exemples : pile Daniell ($\mathrm{Zn}/\mathrm{Cu}$), pile Leclanché ($\mathrm{Zn}/\mathrm{MnO_2}$), pile alcaline.
Exemple
Pile Daniell avec $0{,}05\ \mathrm{mol}$ de $\mathrm{Zn}$ (réactif limitant). Réaction : $\mathrm{Zn} \rightarrow \mathrm{Zn^{2+}} + 2\,\mathrm{e^-}$, donc $n(\mathrm{e^-}) = 2 \times 0{,}05 = 0{,}10\ \mathrm{mol}$. Capacité $Q = 0{,}10 \times 96\,500 = 9\,650\ \mathrm{C} \approx 2{,}7\ \mathrm{A\cdot h}$.
Piège à éviter
La f.é.m. est mesurée à vide (aucun courant ne circule). Dès qu'on branche un récepteur, la tension aux bornes devient inférieure à $E$ à cause de la résistance interne.
L'électrolyse, c'est l'inverse de la pile : on force une réaction non spontanée en fournissant de l'énergie électrique. C'est la base de la recharge des batteries et de la production industrielle de métaux.
- L'électrolyse force une réaction non spontanée grâce à un générateur externe.
- C'est l'inverse d'une pile : l'énergie électrique est convertie en énergie chimique.
- L'anode est le siège de l'oxydation (reliée au $+$ du générateur).
- La cathode est le siège de la réduction (reliée au $-$ du générateur).
- Applications : purification des métaux, production d'aluminium, galvanoplastie, production de dihydrogène $\mathrm{H_2}$.
Exemple
Électrolyse de l'eau : à la cathode, $2\,\mathrm{H_2O} + 2\,\mathrm{e^-} \rightarrow \mathrm{H_2} + 2\,\mathrm{OH^-}$ (réduction). À l'anode, $2\,\mathrm{H_2O} \rightarrow \mathrm{O_2} + 4\,\mathrm{H^+} + 4\,\mathrm{e^-}$ (oxydation). On produit $\mathrm{H_2}$ et $\mathrm{O_2}$.
Piège à éviter
En électrolyse, l'anode est reliée au $+$ du générateur (oxydation). C'est l'inverse de la pile, où l'anode est la borne $-$. Ne pas mélanger les deux situations !
La relation $Q = I \times t$ est le pont entre l'électricité (courant, temps) et la chimie (quantité de matière transformée). Elle est indispensable pour les calculs d'électrolyse.
- Charge électrique transférée : $Q = I \times t$ (en coulombs ; $I$ en ampères, $t$ en secondes).
- Quantité d'électrons : $n(\mathrm{e^-}) = \dfrac{Q}{F} = \dfrac{I \times t}{F}$.
- Les coefficients stœchiométriques relient $n(\mathrm{e^-})$ à la quantité d'espèce transformée.
- $F = 96\,485\ \mathrm{C/mol} \approx 96\,500\ \mathrm{C/mol}$ : charge d'une mole d'électrons.
- Accumulateurs : fonctionnent en pile (décharge, spontanée) et en électrolyseur (charge, forcée).
- Exemples : accumulateur $\mathrm{Li}$-ion (téléphones), accumulateur au plomb (voitures).
Exemple
Dépôt de cuivre ($\mathrm{Cu^{2+}} + 2\,\mathrm{e^-} \rightarrow \mathrm{Cu}$) avec $I = 2\ \mathrm{A}$ pendant $1\ \mathrm{h} = 3\,600\ \mathrm{s}$. $Q = 2 \times 3600 = 7\,200\ \mathrm{C}$. $n(\mathrm{e^-}) = \dfrac{7200}{96\,500} = 0{,}0746\ \mathrm{mol}$. $n(\mathrm{Cu}) = \dfrac{0{,}0746}{2} = 0{,}0373\ \mathrm{mol}$, soit $m = 0{,}0373 \times 63{,}5 = 2{,}37\ \mathrm{g}$ de cuivre déposé.
Piège à éviter
Attention aux unités : $t$ doit être en secondes dans $Q = I \times t$. Si $t$ est donné en heures, le multiplier par $3\,600$.
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Questions fréquentes
Les points clés à retenir sur Piles et électrolyse, extraits du quiz de révision.
Dans une pile, l'oxydation a lieu à :
Réponse :
L'anode
L'oxydation a lieu à l'anode (borne $-$). Mnémotechnique : AnOx (Anode $=$ Oxydation).
Le rôle du pont salin est de :
Réponse :
Maintenir la neutralité électrique par migration d'ions
Le pont salin permet la circulation des ions entre les deux demi-piles pour maintenir l'électroneutralité. Les électrons circulent dans le circuit extérieur, pas dans le pont salin.
La constante de Faraday $F$ vaut environ :
Réponse :
$96\,500\ \mathrm{C/mol}$
$F = 96\,485\ \mathrm{C/mol} \approx 96\,500\ \mathrm{C/mol}$. C'est la charge d'une mole d'électrons ($F = N_A \times e$ avec $e = 1{,}6\times 10^{-19}\ \mathrm{C}$).
L'électrolyse est :
Réponse :
La conversion d'énergie électrique en chimique
L'électrolyse force une réaction non spontanée en fournissant de l'énergie électrique. C'est l'inverse de la pile.