La conversion et le stockage de l`énergie chimique : cas des piles et

Chapitre 16. Cours 1re S
La conversion et le stockage de l'énergie chimique :
cas des piles et accumulateurs.
I. Oxydants, réducteurs et réactions d'oxydoréduction.
Voir activités expérimentales.
1. Oxydants, réducteurs et couples redox.
Une oxydation est une perte d'électrons.
Une réduction est un gain d'électrons ( réduction de la charge électrique).
Un oxydant est une espèce chimique (qui peut oxyder une autre espèce, c’est-à-dire) qui peut être réduite, c'est à
dire susceptible de gagner des électrons.
Un réducteur est une espèce chimique (qui peut réduire une autre espèce, c’est-à-dire) qui peut être oxydée,
c'est à dire susceptible de perdre des électrons.
À chaque oxydant Ox correspond un réducteur conjugué Réd et à chaque réducteur Réd correspond un oxydant
conjugué Ox . On parle alors de couple oxydant-réducteur (ou couple redox) noté Ox/Red (l'oxydant est toujours
noté en 1er).
On peut passer, suivant les conditions expérimentales, de l'oxydant au réducteur ou du réducteur à l'oxydant.
Ceci est traduit par la demi-équation d'oxydoréduction (ou demi-équation redox) Ox + n e- = Réd (écrire de
préférence le réactif à gauche et le produit à droite).
Exemple : montrer que le fer métallique Fe (s) est un réducteur (dont l'oxydant conjugué est l'ion Fe3+ (aq)).
Fe = Fe3+ + 3 e- Fe (s) est susceptible de perdre des électrons, c'est donc bien un réducteur.
2. Réactions redox.
Les réactions redox sont caractérisées par un transfert d'électrons e- .
Remarque : les électrons n'existent pas en solution aqueuse.
On peut déterminer l'équation chimique d'une réaction redox en utilisant les demi-équations redox des deux
couples mis en jeu (tel qu'il y ait autant d'électrons perdus par un couple que d'électrons gagnés par l'autre).
Exemple : réaction entre les ions argent Ag+ (aq) et le zinc métallique Zn (s) (donnant Ag (s) et Zn2+ (aq)) :
Ag+ + 1 e- = Ag × 2 Zn = Zn2+ + 2 e- × 1
(à n'écrire qu'au brouillon) 2 Ag+ + 2 e- + Zn → 2 Ag + Zn2+ + 2 e-
soit 2 Ag+ (aq) + Zn (s) → 2 Ag (s) + Zn2+ (aq)
3. Équilibrer les demi-équations redox.
1°. On équilibre les éléments autres que O et H.
2°. Lorsqu'il est nécessaire de faire apparaître l'élément O, on utilise H2O.
3°. Lorsqu'il est nécessaire de faire apparaître l'élément H, on utilise H+.
4°. On équilibre les charges en ajoutant n e- (du côté de l'oxydant).
5°. En milieu acide (pH<7), H+ peut être en réactif ou en produit donc on ne change rien ; En milieu neutre
(pH≈7), H+ peut être en produit mais pas en réactif ; En milieu basique (pH>7), H+ ne peut pas être présent.
Donc, si nécessaire, pour chaque H+ on ajoute un OH- de chaque côté de la demi-équation en remplaçant H+ +
OH- par H2O.
Exemple : couple Cr2O72-/Cr3+ en milieu acide :
Cr2O72- = Cr3+ 1°. Cr2O72- = 2 Cr3+ 2°. Cr2O72- = 2 Cr3+ + 7 H2O 3°. Cr2O72- + 14 H+ = 2 Cr3+ + 7 H2O
4°. Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- = 2 Cr3+ + 7 H2O
Exemple : couple Cr2O72-/Cr3+ en milieu basique :
4°. Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- = 2 Cr3+ + 7 H2O 5°. Cr2O72- + 14 H+ + 14 OH- + 6 e- = 2 Cr3+ + 7 H2O + 14 OH-
5° bis. Cr2O72- + 14 H2O + 6 e- = 2 Cr3+ + 7 H2O + 14 OH- 5° ter. Cr2O72- + 7 H2O + 6 e- = 2 Cr3+ + 14 OH-
Exemple : réaction entre Cr2O72- et Zn (qui donne Zn2+) en milieu acide :
Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- = 2 Cr3+ + 7 H2O  1 et Zn = Zn2+ + 2 e-  3
Cr2O72- (aq) + 14 H+ (aq) + 3 Zn (s)  2 Cr3+ (aq) + 7 H2O (l) + 3 Zn2+ (aq)

Chapitre 16. Cours 1re S
II. Les piles et accumulateurs.
Dans les piles et accumulateurs ont lieu des réactions d'oxydoréduction mais, au lieu que les électrons soient
échangés par contact direct des réactifs, ils sont échangés via les câbles de connexion électriques.
Pour cela les réactifs ne sont pas en contact mais sont mis dans deux compartiments séparés par un pont salin
(tel qu'une solution ionique gélifiée) permettant la circulation des ions pour conserver l'électroneutralité des
solutions.
Dans le premier compartiment sont, par exemple, disposées les deux espèces chimiques constituant un premier
couple redox (généralement ion métallique/métal). Dans le deuxième compartiment sont, par exemple,
disposées les deux espèces chimiques constituant le deuxième couple redox.
Les demi-équations redox ne sont alors pas uniquement des écritures purement formelles aidant à l'écriture des
équations chimiques mais ces demi-équations représentent réellement ce qui se passe à chaque électrode (elles
ne sont alors plus écrites avec le signe égal mais avec une flèche).
Par exemple, la réaction Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu peut se faire dans une pile :
- le premier compartiment contenant du cuivre métallique et une solution d'ions Cu2+ (où a lieu Cu2+ + 2 e- →
Cu) est une électrode qui capture des électrons (c'est la borne +) ;
- le deuxième compartiment contenant du fer métallique et une solution d'ions Fe2+ (où a lieu Fe → Fe2+ + 2 e-)
est une électrode qui libère des électrons (c'est la borne -).
pile
Cu
Fe
solution de
Cu2+
solution de
Fe2+
pont salin
électrons
électrons
I
I
+
-
anions (ions -)
cations (ion +)
?
bouton métallique
(borne +)
tige de carbone
(conducteur, borne +)
zinc métallique
(réducteur et borne -)
solution gélifiée de chlorure d'ammonium
(pont salin)
oxyde de manganèse IV (oxydant) +
poudre de carbone (conducteur) +
solution gélifiée de chlorure d'ammonium
dessous métallique
(borne -)
pile Leclanché aussi appelée pile saline