Sens d’évolution spontanée d’un système : Les piles

Oxydant et réducteur

Une réaction d'oxydo-réduction met en jeu des transferts d'électrons entre espèces chimiques.

$\bf \color{cornflowerblue}{\underleftarrow{Oxydation}}$
$\color{black}{\mathrm Ox + \rm n~e^- = Red}$
$\color{black}{\bf Oxydant} \quad$ $\color{limegreen}{\bf \overrightarrow{Réduction}}$ $\quad\color{black}{\bf Réducteur}$

Un couple oxydant/réducteur s'écrit sous la forme : $\mathrm Ox / \rm Red$

Pile

Une pile est un générateur électrochimique qui convertit l'énergie chimique en énergie électrique grâce à une réaction d'oxydoréduction entre deux couples redox. Elle est constituée de deux parties appelées demi-piles, reliées par un pont salin. Chaque demi-pile comporte un conducteur métallique appelé électrode en contact avec un milieu ionique conducteur appelé électrolyte. L'une des électrodes est la borne $\oplus$ et l'autre la borne $\ominus$.

Schéma de fonctionnement

Fonctionnement d'une pile

Transport des charges

• À l'intérieur de la pile : le passage du courant électrique est assuré par des ions (porteurs de charges). Les cations se déplacent dans le sens du courant (vers la borne $\oplus$) et les anions se déplacent en sens inverse (vers la borne $\ominus$).
• À l'extérieur de la pile : le passage du courant électrique est assuré par des électrons (porteurs de charges). Ils se déplacent de la borne $\ominus$ vers la borne $\oplus$ (sens inverse du sens conventionnel du courant).
• Le pont salin assure la continuité électrique et la neutralité électrique entre les deux demi-piles.

Réactions aux électrodes

Les réactions aux électrodes se déduisent du sens de déplacement des électrons :

Au pôle négatif

Au pôle négatif de la pile, des électrons sont libérés selon la demi-réaction suivante (oxydation) :

$\color{black}{\bf Red_2 \leftrightarrows Ox_2 + n_2~e^-}$

Le métal est consommé et des ions métalliques sont formés.

Au pôle positif

Au pôle positif de la pile, les électrons qui arrivent sont captés selon la demi-réaction suivante (réduction) :

$\color{black}{\bf Ox_1 + n_1~e^- \leftrightarrows Red_1}$

Des ions métalliques sont consommés et des atomes métalliques sont formés.

Capacité d'une pile

Quantité d'électricité

Une pile, débitant un courant d'intensité constante $\rm I$ pendant une durée $\rm \Delta t$, fait circuler une quantité d'électricité :

$\bf \color{limegreen}{Q_{\color{red}{(C)}} = I_{\color{red}{(A)}} \times \Delta t_{\color{red}{(s)}}}$

La capacité d'une pile est la quantité d'électricité maximale qu'elle peut fournir. La quantité d'électricité $\rm Q$ mise en jeu au cours du fonctionnement d'un générateur électrochimique est égale à la valeur absolue de la charge totale des électrons échangés.

Relation avec les électrons échangés

$\color{limegreen}{\rm Q_{(C)} =n(e^-)_{(mol)} \times N_{A(mol^{-1})} \times e_{(C)}}$

Où :

• $\rm n(e^-)$ : Quantité d'électrons échangée $\rm (mol)$
• $\rm N_A$ : Constante d'Avogadro $\rm mol^{-1}$
• $\rm e$ : Charge élémentaire $\rm = 1,60 \times 10^{-19}C$

Constante de Faraday

La constante de Faraday $\rm F$ est définie par : $\rm \color{black}{F = N_{A{\color{red}{(mol^{-1})}}} \times e_{\color{red}{(C)}}}$

Donc : $\rm \color{limegreen}{Q_{(C)} = n(e^-)_{(mol)}\times F_{(C.mol^{-1})}}$

EN RÉSUMÉ

Objectif

Comprendre le fonctionnement d'une pile, savoir l'écrire avec les demi-équations et calculer sa tension.

Pourquoi c'est important ?

• Les piles et batteries sont présentes partout : téléphones, voitures, ordinateurs, outils…
• Comprendre leur fonctionnement permet d'optimiser leur rendement, leur durée de vie et leur recyclage.
• C'est un exemple concret d'application des réactions redox.

Petit rappel

• Une pile est un générateur électrochimique qui transforme l'énergie chimique d'une réaction d'oxydo-réduction spontanée en énergie électrique.
• Elle est constituée de deux électrodes (métaux ou conducteurs) plongées dans leurs solutions ioniques et reliées par un pont salin ou une membrane.

🪜 Les étapes pour assurer

1. Structure d'une pile

• Anode : électrode où se produit l'oxydation (perte d'électrons) → Pôle négatif
• Cathode : électrode où se produit la réduction (gain d'électrons) → Pôle positif
• Pont salin : permet le passage des ions pour maintenir l'électroneutralité.

2. Fonctionnement

• L'oxydant de l'une des demi-piles capte les électrons produits par le réducteur de l'autre demi-pile.
• Les électrons circulent dans le circuit extérieur de l'anode vers la cathode.
• Les ions se déplacent dans les solutions via le pont salin pour équilibrer les charges.

3. Exemple de la pile Daniell

Réaction globale :

$$\mathrm{Zn}(s) + \mathrm{Cu}^{2+}(aq) \longrightarrow \mathrm{Zn}^{2+}(aq) + \mathrm{Cu}(s)$$

Demi-réactions :

Anode : $\mathrm{Zn}(s) \longrightarrow \mathrm{Zn}^{2+}(aq) + 2\mathrm{e}^-$

Cathode : $\mathrm{Cu}^{2+}(aq) + 2\mathrm{e}^- \longrightarrow \mathrm{Cu}(s)$

4. Force électromotrice (f.e.m)

La tension à vide de la pile :

$$E_{\mathrm{pile}} = E^0_{\mathrm{cathode}} - E^0_{\mathrm{anode}}$$

$E^0$ : potentiel standard de réduction (donné dans des tables, en volts).

Plus $E_{\mathrm{pile}}$ est grand → plus la réaction est spontanée.

❌ On évite absolument

• Confondre le signe des électrodes (pile : anode négative, cathode positive).
• Oublier le rôle du pont salin → la pile ne fonctionne pas sans échange d'ions.
• Négliger l'équilibrage des charges dans les équations.

✅ On valide

• Écrire séparément les deux demi-équations et vérifier le nombre d'électrons échangés.
• Bien identifier anode et cathode (oxydation → anode, réduction → cathode).
• Utiliser les potentiels standards pour prédire le sens du courant.

Le petit + à retenir