PILES ET ACCUMULATEURS. I Les générateurs électrochimiques II Oxydoréduction III Systèmes électrochimiques

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1 PILES ET ACCUMULATEURS I Les générateurs électrochimiques II Oxydoréduction III Systèmes électrochimiques

2 I piles et générateurs électrochimiques a- Les différentes piles et accumulateurs existants. Les piles salines (pont électrolytique salin). Les piles alcalines. Les piles et accumulateur au Nickel. Les piles et accumulateurs au lithium. Les accumulateurs au plomb. Les piles à combustible.

3 b- Différence entre pile et accumulateur. Pile : c est un générateur primaire, elle se décharge et ne peut être rechargée. Accumulateur : C est un générateur secondaire, il peut être rechargé par apport d énergie extérieur. Une «pile rechargeable» ou une batterie est un accumulateur.

4 c- Caractéristiques des piles et accumulateurs. 1- La force électromotrice et la résistance interne. La force électromotrice, E, correspond à la tension aux bornes de la pile lorsqu elle ne débite aucun courant, elle se mesure en V. La résistance interne, r, dépend de la surface de contact des électrodes avec l électrolyte, et de la nature de l électrolyte. Elle se mesure en ohm. La tension aux bornes de la pile est donnée par la relation V V U PN = E - ri Ω A

5 2- la capacité. La capacité, Q, d une pile correspond à la charge électrique maximale qu il peut fournir lorsqu il est déchargé par un courant d intensité constante I. On l appelle également quantité d électricité disponible dans la pile. Q = I. t Unités : C A s. Autres unités: A.h A h Remarque : 1 A.h = 3600 C

6 La capacité dépend des quantités de réactifs chimiques présents dans la pile. Elle peut être écrite en fonction de n e, la quantité de matière d électrons maximale qui peut être transférée d une électrode à l autre. C Q = n e. F mol F = 9, C.mol -1, c est la constante de Faraday.

7 3- L énergie L énergie totale disponible dans un générateur correspond à sa capacité multipliée par sa force électromotrice. W = Q. E Unités : J C V Autres unités: Wh Ah V Remarque : 1 Wh = 3600 J et 1 kwh = 3, J On définit également l énergie massique et l énergie volumique. W m = W m W V = W V

8 II Oxydoréduction a- Oxydant et réducteur Qu est-ce qu un oxydant? Oxydant : Espèce chimique pouvant capter un ou plusieurs électrons. Qu est-ce qu un réducteur? Réducteur : Espèce chimique pouvant céder un ou plusieurs électrons. Couple redox : A tout oxydant (Ox) est associé un réducteur (Red). Le couple redox est noté Ox / Red. Exemple : Al 3+ /Al (Al 3+ : Oxydant, Al : Réducteur)

9 Pour chaque couple rédox on peut écrire une demi équation correspondant à: Une oxydation : une perte d électrons. Ex : Cu (s) = Cu 2+ (aq) + 2 e- Une réduction : un gain d électrons. Ex : Fe 2+ (aq) + 2 e- = Fe (s) Exercices : 1. Ecrire les couples engagés dans les exemples précédents en indiquant quel est l'oxydant et quel est le réducteur. 2. Ecrire la demi-équation d'oxydation correspondant au couple rédox Al 3+ /Al.

10 Méthode pour ajuster les coefficients stœchiométriques d' une demi-équation redox en milieu acide ou neutre : 1. Equilibrer d abord les atomes réagissant, autre que O et H. 2. Equilibrer les atomes d oxygène à l aide de molécules H2O. 3. Equilibrer les atomes d hydrogène à l aide d ions H+. 4. Equilibrer les charges électriques à l aide d électrons : e-.

11 Exercice : Ecrire les demi-équations de réduction des couples : MnO 4 - / Mn 2+ et Cr 2 O 7 2- /Cr 3+ MnO 4 - (aq) + 8H+ (aq) + 5 e - = Mn 2+ (aq) + 4 H 2O (l) Cr 2 O 7 2- (aq) + 14H+ (aq) + 6 e - = 2Cr 3+ (aq) + 7 H 2O (l)

12 b- Potentiels standards Principe : Les couples rédox ont été classés en fonction des espèces chimiques les plus oxydantes ou les plus réductrices. Ce classement quantitatif des couples a été transformé en échelle en fixant une origine. Le couple de référence choisi est : H + /H 2 Oxydant le plus fort Cu 2+ H + Zn 2+ E en Volt (V) 0,34 V Cu 0 V H 2-0,76 V Zn Réducteur le plus fort Les valeurs des potentiels standards des couples Ox/Red les plus courants sont données dans les tables.

13 Définition : Le potentiel standard d un couple, noté E 0,est le potentiel de ce couple pris dans les conditions standards, dans lequel les concentrations des espèces en solution valent1 mol.l 1, les pressions de tous les gaz valent 1bar et dont la température vaut 293 K.

14 C- réaction d oxydoréduction Une réaction d oxydoréduction fait intervenir deux couples rédox. Elle est spontanée lorsqu'elle se déroule dans le sens donné par la règle du. L oxydant le plus fort réagit avec le réducteur le plus fort. Aucun électron ne doit apparaître dans le bilan d'une réaction d'oxydoréduction.

15 Exercice Ecrire la réaction spontanée qui a lieu entre les deux couples ci-contre : E (V) Demi-équations : Cu e- = Cu x3 Al = Al e- x2 Réaction d oxydoréduction : 3 Cu Al = 3 Cu + 2 Al 3+

16 III Systèmes électrochimiques a. Electrochimie Définition : L' électrochimie est l'étude du transfert d électrons d une espèce chimique à une autre. On distingue deux types de systèmes électrochimiques : Les Piles électrochimiques permettant la production d'un courant électrique à partir d une réaction d'oxydoréduction. Les transformations en jeu sont des transformations spontanées Les cellules électrochimiques donnant lieu à des réactions d'oxydoréduction à l'aide d'un courant électrique. Les transformations en jeu sont des transformations forcées (inverse des spontanées). On parle d'électrolyses et d'électrosynthèses.

17 Les systèmes électrochimiques ont la composition suivante : Deux couples d'oxydant/réducteur Un électrolyte : solution ionique assurant la conduction ionique nécessaire à la circulation du courant. Deux électrodes. La différence de potentiel entre les deux électrodes est appelée force électromotrice fem et est notée E. Elle s'exprime en Volt (V).

18 b- Piles Une pile est constituée par deux demi-piles (électrode + solution) et un pont électrolytique. Chaque demi-pile a un potentiel redox qui peut être déterminé expérimentalement à l aide d un voltmètre et d une demi-pile de référence.

19 Une pile est notée de manière conventionnelle du vers le + Ex : - Zn Zn 2+ Cu 2+ Cu +. Légende : symbolise la séparation entre l électrode métallique et la solution. symbolise le pont électrolytique (ou pont salin). La borne positive est celle qui a le potentiel redox le plus élevé E +, l autre est la borne négative son potentiel est noté E -. La force électromotrice fém de la pile est : E = E + - E - C est la tension aux bornes de la pile lorsqu elle ne débite aucun courant. Unité : V.

20 Nom des électrodes L électrode où a lieu une Oxydation est l Anode (voyelles). L électrode où a lieu une Réduction est la Cathode (consonnes).

21 Exercice : Pile daniell Indiquer les demi-équations qui ont lieu à chaque électrode. Borne négative : On produit des électrons. Borne positive : On consomme des électrons. En déduire le nom de chaque électrode. Ecrire l équation de fonctionnement de la pile.

22

23 Courant électrique A l extérieur de la pile : Les électrons dans les fils se déplacent de l électrode négative vers l électrode positive. A l intérieur de la pile : les cations se dirigent vers l électrode positive et les anions vers l électrode négative pour alimenter les réactions chimiques.

24 C- Accumulateurs Un accumulateur est un système électrochimique qui peut fonctionner comme une pile puis être rechargé. Lors de la décharge, il se comporte exactement comme une pile. Lors de la charge, les réactions qui ont lieu au niveau de ses électrodes sont forcées, elles ont lieu grâce à l apport d énergie d un générateur extérieur. L équation de réaction de la charge correspond donc à un à l envers, et les demi-équations rédox aux électrodes sont celles inverses de celles qui ont lieu lors de la décharge.

25 Exemple : Accumulateur au plomb Voir Activité / TP

26 d- Pile à combustible Voir activité / TP Les piles à combustibles doivent être approvisionnées en combustibles pour fonctionner. De telles piles sont utilisées dans les engins spatiaux, la propulsion des véhicules, en remplacement des moteurs à explosion, la production d'électricité domestique ou de loisir (camping cars), alimentation d'appareils portables.

27

28 FIN

29 Exercice : Etude d une pile : la pile alcaline.

30

31 Réactifs employés : Zn 2+ /Zn E 0 = -0.76V demi-équation : MnO 2 /MnO 2 H E 0 = 1.01V demi-équation :

32 Réactifs employés : Zn 2+ /Zn E 0 = -0.76V demi-équation : Zn = Zn e MnO 2 /MnO 2 H E 0 = 1.01V demi-équation : MnO 2 + H + +e = MnO 2 H

33 Pôle + de la pile. On y consomme des électrons, la réaction qui a lieu est donc : MnO 2 non conducteur est mélangé avec une poudre de graphite afin de permettre aux électrons de circuler. Cette partie est en contact avec le boitier en acier : le pôle + de la pile.

34 On y consomme des électrons, la réaction qui a lieu est donc : MnO 2 + H + +e = MnO 2 H MnO 2 non conducteur est mélangé avec une poudre de graphite afin de permettre aux électrons de circuler. Cette partie est en contact avec le boitier en acier : le pôle + de la pile.

35 Pôle de la pile On produit des électrons, la réaction qui a lieu est donc : Le zinc est en poudre autour d un clou en fer qui constitue l électrode négative de la pile.

36 On produit des électrons, la réaction qui a lieu est donc : Zn = Zn e Le zinc est en poudre autour d un clou en fer qui constitue l électrode négative de la pile.

37 Le pont électrolytique C est une solution gélifiée d hydroxyde de potassium ( K + + OH - ) très concentrée. Il s agit d une base, on dit que la pile est alcaline. L électrolyte est également présent dans les autres compartiments de la pile pour une meilleure efficacité.

38 FIN

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