P7 : Cours, L’électrochimie Page 1
Chapitre P 7 : L’électrochimie
1. Les piles électrochimiques (voir également le cours de chimie C 9) 1.1. Qu’est-ce qu’une pile ?
Une pile est constituée de deux électrodes de nature différente plongeant dans un électrolyte.
Exemple : la pile VOLTA
Lorsque la pile débite du courant dans un circuit électrique, des réactions se produisent aux électrodes :
borne - :
Le zinc constitue l’………….……. de la pile.
borne + :
Le cuivre constitue la ……….. de la pile.
Bilan :
Ecrire l’équation de la réaction d’oxydoréduction traduisant le fonctionnement de cette pile.
Conclusion : Une pile est un générateur électrochimique : elle transforme l’énergie chimique d’une réaction d’oxydoréduction en énergie électrique (fournie aux électrons).
Remarque : Le dégagement de dihydrogène au niveau du cuivre entraîne la formation d’une mince pellicule de gaz qui nuit au bon contact métal / solution : ce phénomène est appelé
polarisation des électrodes ; il explique la diminution de la f.e.m. de la pile lorsqu’elle débite un courant. Pour supprimer ce phénomène, il faut laisser reposer les électrodes ou rincer les
électrodes.
- L’électrode où se produit l’oxydation est l’ ………….…. : c’est la borne …… de la pile.
- L’électrode où se produit la réduction est la ………….…. : c’est la borne …… de la pile.
1.2. Les caractéristiques d’une pile.
1.2.1. f.é.m. E et résistance interne r
P7 : Cours, L’électrochimie Page 2 Loi d’Ohm : UPN = E – r.I
La f.é.m. E dépend du couple anode-cathode et du potentiel redox standard de chaque électrode.
Les électrodes ne sont pas dans les conditions standards , les réactions qui s’y déroulent modifient la valeur de E, qui diminue au cours de l’usage.
La résistance interne r dépend de l’étendue des surfaces de contact entre électrodes et électrolyte, de la nature et de la composition de l’électrolyte. La valeur de r
augmente au cours de l’usage.
r.I est appelé chute ohmique de tension.
Que devient E lors de l’usage d’une pile ? voir courbe E
= f(t) ci contre.
1.2.2. Quantité d’électricité fournie.
1.2.2.1. Définitions.
La valeur absolue de la charge d’une mole d’électrons est appelée faraday, de symbole Ŧ : Ŧ = NA (- e) .
Calculer la valeur de Ŧ avec NA = 6,023.1023 mol-1 et e = 1,602.10-19 C.
La quantité d’électricité Q mise en jeu au cours du fonctionnement d’un générateur électrochimique est égale à la valeur absolue de la charge totale des électrons échangés :
Q = n(e-). Ŧ
Une pile, débitant un courant d’intensité constante I, pendant une durée t, fait circuler une quantité d’électricité Q :
Q = I.t avec Q en coulomb (C), I en ampère (A) et t en seconde (s).
La capacité d’une pile est la quantité maximale d’électricité qu’elle peut fournir.
L’énergie que peut fournir une pile est égale au produit : W = Q E.
1.2.2.2. Quantité de matière mise en jeu.
On considère l’oxydation qui se produit à l’électrode de zinc dans la pile Volta.
Recopier cette demi-équation :
P7 : Cours, L’électrochimie Page 3 Relier la quantité de matière d’atomes de zinc n(Zn) qui a disparu lors du fonctionnement de cette pile à la quantité d’électrons échangés n(e-) :
En déduire l’expression de la quantité de matière d’atomes de zinc n(Zn) qui a disparu en fonction de Q et Ŧ .
Application : Calculer la masse de zinc qui disparaît si la pile débite une intensité constante I = 90 mA pendant 15 minutes (MZn = 65,4 g.mol-1).
1.3. Les piles usuelles.
1.3.1. La pile Leclanché ou pile saline Constitution :
borne + : tige de graphite C(s) + mélange de dioxyde de manganèse MnO2(s) et de noir de carbone C(s).
borne - : cylindre de zinc Zn(s).
électrolyte : solution gélifiée de chlorure d’ammonium (NH4+ + Cl-) et de chlorure de zinc (Zn2+ + 2 Cl-).
Réactions : - borne - :
BILAN :
Remarque : - Zn(NH3)22+ est un complexe (chimiquement inerte sous forme de cristaux).
- H+ peut réagir sur le zinc d’où production de dihydrogène d’où polarisation des électrodes. MnO2(s) intervient comme dépolarisant en agissant sur les ions H+. - borne + :
Equation de la réaction d’oxydoréduction : Représentation conventionnelle :
f.é.m. :
P7 : Cours, L’électrochimie Page 4 2 – La pile alcaline
Constitution :
borne + : boîtier en acier + mélange de dioxyde de manganèse MnO2(s) et de noir de carbone C(s).
borne - : poudre de zinc Zn(s) en contact avec une tige d’acier.
électrolyte : solution gélifiée et concentrée de potasse (K+ + OH-).
Réactions : - borne - : - borne + :
Equation de la réaction d’oxydoréduction : Représentation conventionnelle :
f.é.m. :
Remarque : Pendant la décharge de la pile, la f.e.m. est plus stable pour les piles alcalines que pour les piles salines. La capacité des piles alcalines est nettement plus importante à volume égal, car la quantité de MnO2 est pratiquement double de celle d’une pile saline. Par contre, leur prix est nettement plus élevé.
2. L’électrolyse (voir également le T.P. de Physique)
Applications : - la conductimétrie :
Dans une cellule conductimétrique :
- la tension entre les deux parois UAB est inférieure à la tension qui provoquerait une électrolyse.
- Les mesures pourraient être perturbées par l’accumulation d’ions positifs sur la cathode et d’ions négatifs sur l’anode : c’est pour cette raison qu’on utilise du courant alternatif en conductimétrie.
- la purification de certains métaux : exemple du cuivre (voir p.109) et cf. TP.
- l’obtention de dépôts métalliques : la galvanostégie (voir p.109).
