Piles et électrolyses

Piles et
électrolyses
REMARQUE : la description détaillée d’une pile a été effectuée dans le
MemoPage intitulé « Evolution d’un système chimique ».
I. Quantité d’électricité
La réaction mise en jeu dans une pile consomme des réactifs. En
connaissant la quantité de matière de réactifs consommé, on peut
calculer la quantité de charges électriques q ayant été produite :
F = Na x e
1 F = ( 6,02x 10
23
) x (1,60x10
-19
) = 9,63 x 10
4
C
Si une pile électrique débite un courant continu d’intensité I pendant
une durée de fonctionnement ∆t, la charge électrique débitée par la
pile est : !
!!
!q !
!!
!= I x ∆
∆∆
∆t
où I est exprimé en Ampère, t en secondes et q en faradays.
II. La force électromotrice d’une pile
La force électromotrice d’une pile ou f.e.m. est égale à la tension
mesurée aux bornes de la pile lorsqu’elle ne débite aucun
courant.
On peut donc retrouver la f.e.m. de la pile en plaçant un voltmètre
entre les deux électrodes de la pile.
On peut retrouver le sens du mouvement des porteurs de charge dans
tout le circuit par la mesure de la f.e.m. en utilisant la convention
générateur :
Lorsqu’on relie la pile à un circuit ohmique extérieur, le transfert
énergétique s’effectue sous forme de travail électrique utilisable.
III. Exemples de piles usuelles
!"
Pile saline ou pile Leclanché
La pile Leclanché, de forme cylindrique, a f.e.m. de 1,5 V.
Le pôle – de la pile est l’électrode de zinc ( boîtier de la pile ). Ce métal
est au contact d’une solution gélifiée contenant des ions Zn2+.
Le séparateur anode/cathode est un gel contenant du chlorure
d’ammonium.
Le pôle + est en graphite. Il collecte les électrons provenant de la
réduction du dioxyde de manganèse MnO2.
!"
Pile alcaline
Ces piles utilisent les même couples oxydoréducteurs que la pile
saline mais l’électrolyte est une solution basique (alcaline) d’hydroxyde
de potassium.
L’électrolyte étant meilleur conducteur, la résistance interne de la pile
et plus faible et donc peut durer plus longtemps.
IV. Une transformation forcée : l’électrolyse
!"
Définition
L’électrolyse est une transformation non spontanée qui cesse dès
que le générateur est hors circuit. Le bilan de l’électrolyse est
donc exactement l’inverse de celui de la réaction naturelle.
!"
Exemple
A partir d’une tension de 0,8 V, l’ampèremètre indique un courant.
On constate qu’il se forme un dégagement gazeux au niveau de
l’électrode Ea (vapeur de dibrome) et un dépôt rougeâtre à l’électrode
Eb (dépôt de cuivre solide).
D’après les observations de l’expérience l’équation-bilan se produisant
dans le tube est : Cu2+ + 2 Br - Cu + Br2
Or la constante d’équilibre K de cette réaction vaut à 25°C
K = 2,2 x 10-25 et le calcul de Qr,i donne 2.
Qr,i > K , la transformation qui s’est produit est donc bien une
transformation forcée, elle s’effectue dans le sens inverse du sens
spontané.
Cathode : Cu2+ + 2 e- = Cu
Anode : 2 Br - = Br2 + 2 e-
!"
Applications industrielles de l’électrolyse
• Les accumulateurs,
• la galvanoplastie,
• productions chimiques de certains métaux (zinc, cuivre …) et
d’autres produits chimiques (dihydrogène, dioxygène …).
MemoPage.com SA © / 2006 / Anne Parras
La solution aqueuse de
bromure de cuivre II a pour
concentration 0,5 mol.L-1