Chimie : Les Piles - Cours Terminale S

Chimie – Terminale S
Chapitre 6
Cours
1
Les piles
1 − Des transferts spontanés d’électrons
1.1 − Transfert spontané direct
Expérience
Plaçons une lame de cuivre et une lame de zinc dans un becher contenant une solution bleue constituée
d’un mélange de solutions de sulfate de cuivre (Cu2+(aq) + SO42–(aq)) et de sulfate de zinc (Zn2+(aq) +
SO42–(aq)).
Après quelques minutes, la plaque de zinc se recouvre d’un dépôt noirâtre et la solution se décolore.
En laissant le système évoluer toute une nuit, le dépôt formé est encore plus important, la solution s’est
complètement décolorée.
Lorsque les espèces de deux couples oxydant/réducteur sont mélangées, il y a transfert spontané
d’électrons entre l’oxydant d’un couple et le réducteur de l’autre couple.
L’application du critère d’évolution spontanée permet de connaître le sens de la transformation chimique
et rend compte de ce qui est observé. Le quotient de réaction à l’état final est calculé et comparé à la
constante d’équilibre.
Retour sur l’exemple
Des ions Cu2+(aq) et des ions Zn2+(aq) sont mis en présence de cuivre Cu(s) et de zinc Zn(s) métalliques.
La décoloration de la solution est due à la « disparition » des ions Cu2+(aq) et le dépôt noir est du cuivre
solide Cu(s) sous forme amorphe (c’est la forme cristalline, ordonnée, qui est rougeâtre).
L’équation de réaction s’écrit
Cu2+(aq) + Zn(s) = Cu(s) + Zn2+(aq)
Le quotient de réaction à l’état initial est de 1 et la constante d’équilibre de cette réaction est de l’ordre
de 1037. : ce sont donc les ions Cu2+(aq) et le métal zinc Zn(s) qui réagissent ; deux électrons sont
transférés lors de cette réaction.
1.2 − Transferts spontanés indirects
Le transfert spontané d’électrons peut se réaliser via un circuit électrique extérieur.
Les couples oxydant/réducteur sont alors séparés et la transformation chimique n’a lieu que si on les
relie par un « pont » conducteur.
La transformation chimique qui a lieu est identique à celle où il y a eu transfert direct d’électrons.
Cu2+(aq) + Zn(s) = Cu(s) + Zn2+(aq)

Chimie – Terminale S
Chapitre 6
Cours
2
Le transfert spontané indirect d’électrons permet d’alimenter en courant un circuit électrique. C’est ainsi
que fonctionnent les piles.
On relie à un ampèremètre, un amplificateur et une diode électroluminescente, une plaque de cuivre et
une plaque de zinc décapées et plongées respectivement dans une solution de sulfate de cuivre (II) et
dans une solution de sulfate de zinc (II).
Dès que les solutions sont reliées par un « pont » (tube rempli de gelée d’agar-agar et de nitrate de
potassium K+(aq) + NO3–(aq)), on constate qu’un courant circule dans le circuit électrique fermé (la
DEL s’allume) de la plaque de cuivre vers la plaque de zinc : nous venons de fabriquer une pile.
2 – Constitution d’une pile
Avant d’en détailler le principe de fonctionnement, voyons comment constituer une pile.
2.1 – Historique
Dans une lettre écrite en mars 1800, Alessandro Volta explique comment il a fabriqué la première pile
alors dénommée « organe électrique artificiel ».
« Je me fournis de quelques douzaines de petites plaques rondes ou disques de cuivre, de
laiton, ou mieux d’argent, d’un pouce de diamètre […], et d’un nombre égal de plaques de
zinc. […] Je prépare, en outre, un nombre assez grand de rondelles de carton, de peaux ou
de quelque autre matière spongieuse capable d’imbiber ou de retenir beaucoup d’eau ou de
l’humeur dont il faudra pour le succès des expériences qu’elles soient bien trempées. Ces
[…] disques mouillés, je les fais un peu plus petits que les disques ou plateaux métalliques,
afin qu’interposés à eux de la manière que je dirai bientôt ils n’en débordent pas. […]
Je pose donc horizontalement sur une table ou base quelconque, un des plateaux
métalliques, par exemple un d’argent, et sur ce premier j’en adapte un de zinc ; sur ce
second, je couche un des disques mouillés, puis un autre plateau d’argent, suivi
immédiatement d’un autre de zinc, auquel je fais succéder encore un disque mouillé. Je
continue ainsi de la même façon, accouplant un plateau d’argent avec un de zinc, et
toujours dans le même sens, c’est-à-dire toujours l’argent dessous et le zinc dessus, ou vice
versa, selon que j’ai commencé, et interposant à chacun de ces couples un disque mouillé :
je continue, dis-je, à former de ces étages une colonne aussi haute qu’elle peut se soutenir
sans s’écrouler.
Or, si elle parvient à contenir environ vingt de ces étages ou couples de métaux, elle sera
déjà capable […] de frapper les doigts avec lesquels on vient toucher ses deux extrémités (la
tête et le pied d’une telle colonne), d’un ou plusieurs petits coups, et plus ou moins fréquents
suivant qu’on réitère ces contacts ; chacun desquels coups ressemble parfaitement à [une]
légère commotion. »

Chimie – Terminale S
Chapitre 6
Cours
3
Cette découverte permit à Volta de recevoir bien des
honneurs : Napoléon fit construire une batterie de
600 piles pour l’Ecole Polytechnique en 1813. Mais
la pile de Volta fut rapidement abandonnée car la
tension à ses bornes chutait trop rapidement.
Le britannique John Frederic Daniell (1790-1845) en 1836
et le français Georges Leclanché (1839-1882) en 1866,
entre autres, mirent au point des piles plus performantes.
Dans les années 1930, de possibles piles antiques – vidées de leurs électrolytes – ont été découvertes
près de Bagdad. Des chercheurs américains ont reproduit ces objets et ont ainsi réussi à produire des
tensions de l’ordre de 2 V…
1 : TIGE EN FER.
2 : BOUCHON EN ASPHALTE.
3 : VASE EN TERRE CUITE.
4 : ELECTROLYTE.
5 : CYLINDRE DE CUIVRE.
6 : TAMPON ISOLANT EN ASPHALTE.
7 : CAPUCHON EN CUIVRE.
8 : FIL DE MASSE.
En savoir plus sur l’histoire des piles : http://dspt.club.fr/les_piles.htm

Chimie – Terminale S
Chapitre 6
Cours
4
Voici quelques exemples de piles usuelles.
Une pile convertit une énergie chimique en énergie électrique grâce au transfert spontané indirect d’électrons
entre deux couples oxydant/réducteur via un circuit électrique extérieur.
On peut également utiliser un citron ou une pomme de terre pour électrolyte couplé avec des morceaux de métal…
On obtient des piles « bio » ne débitant pas, malheureusement, une intensité suffisamment élevée pour les
applications courantes.
2.2 – Les composants d’une pile
Une pile est constituée de deux demi-piles. Chaque demi-pile contient l’oxydant et le réducteur d’un
couple redox. Les demi-piles sont reliées par un pont salin (ou séparée par une paroi poreuse).
2.2.1 – Les demi-piles
Une demi-pile est constituée d’un fil ou d’une plaque métallique
appelée électrode plongeant dans un électrolyte (soluté moléculaire à
caractère dipolaire ou ionique qui, par dissolution, permet d’obtenir
une solution électrolytique dont les porteurs de charge conduisent le
courant électrique).
La demi-pile est le siège d’une réaction d’oxydation ou de réduction.
Les réactions d’oxydation et de réduction ont lieu à la surface des
électrodes qui sont directement reliées au circuit électrique extérieur et
en contact avec l’autre représentant du couple rédox.
Dans certains cas, l’électrode constitue l’un des réactifs de la réaction d’oxydoréduction. En revanche,
dans le cas où l’oxydant et le réducteur du couple sont sous forme ionique, l’électrode est inerte et ne
sert qu’au transfert des électrons.
Cu
2+
(aq)
2 e
–
Cu

Chimie – Terminale S
Chapitre 6
Cours
5
Voici quelques exemples de demi-piles.
Pile Daniell Pile Leclanché
Demi-pile 1 Demi-pile 2 Demi-pile 1 Demi-pile 2
Electrode Zinc
(consommée) Cuivre Zinc (consommée) Carbone
Espèces
contenues
dans
l’électrolyte
Zn2+(aq) Cu2+(aq)
(consommés) Zn2+(gel) MnO2(s) (consommé)
Couple Zn2+(aq)/Zn(s) Cu2+(aq)/Cu(s) Zn2+(gel)/Zn(s) MnO2(s)/MnO(HO)(s)
2.2.2 – Le pont salin
Un pont salin contient un électrolyte. Le pont salin sert
à fermer le circuit, ce qui permet la circulation du courant
à maintenir l’électroneutralité au sein des demi-piles
Les électrolytes couramment utilisés sont le nitrate de potassium (K+(aq) + NO3–(aq)), le nitrate
d’ammonium (NH4+(aq) + NO3–(aq)) ou le chlorure de potassium (K+(aq) + Cl–(aq)) ; on les choisit
généralement de manière à ce que les espèces ioniques qui les constituent n’influent pas sur la réaction
d’oxydoréduction de la pile.
Un pont salin se présente sous la forme d’un tube en
verre contenant un électrolyte gélifié (à l’aide
d’agar-agar) ; on peut aussi fabriquer des ponts
salins plus simples en imbibant une bande de papier-
filtre avec l’une des solutions électrolytiques citées
ci-dessus.
3 – Fonctionnement d’une pile
3.1 – Réactions aux électrodes
On distingue aux électrodes suivant la réaction qui a lieu à leur surface,
l’anode est le siège d’une oxydation (voyelle-voyelle)
la cathode est le siège d’une réduction (consonne-consonne)
Prenons l’exemple d’une pile Daniell.
Les atomes de zinc sont oxydés selon la demi-
équation
Zn(s) = Zn2+(aq) + 2 e–
La plaque de zinc est donc l’anode.
Les ions cuivre sont réduits selon la demi-équation
Cu2+(aq) + 2 e– = Cu(s)
La plaque de cuivre est donc la cathode.
On rappelle que ces réactions sont celles qui ont
spontanément lieu entre les deux couples
concernés.