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.
- 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 $3\,600$.
Quiz - Piles et électrolyse
10 questions
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Notions clés — Physique-Chimie (Spé)
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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.