LES PILES. Qr = 0 / C1 = 0

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1 1 EQUILIBRE DE REACTIONS D'OXYDOREDUCTION Rappel : une réaction d'oxydoréduction est une transfert d'électrons entre deux couples d'oxydoréduction. Observation : Si on met du zinc dans une solution cuivrique, que se passe-t-il? essayer de le trouver, hypothèses et confirmations etc... But : faire ressortir ceci : La constante d'équilibre d'une réaction d'oxydoréduction peut être définie, comme on a défini la constante d'équilibre d'une réaction acido-basique. Exemple Cu 2+ (aq) + Zn (s) = Cu(s) + Zn 2+ (aq) La constante d'équilibre de cette réaction est K = Zn 2+. Cu2+ Sa valeur est K = 1, Si, au départ, on met en présence du Zn à l'état solide dans une solution comprenant une concentration C1 d'ions Cu 2+, le quotient de réaction sera : Qr = 0 / C1 = 0 Comme Qr << K, la réaction se produira dans le sens direct => une partie du Zinc métal va passer en solution sous forme de Zn 2+ => une partie des ions Cu 2+ va être réduit à l'état de précipité solide de Cu. 2 TRANSFERT INDIRECT 2.1 Montage expérimental Mac3>Lycée>T S/Chimie>CH 09 piles.rtd Page : 1

2 A R (écrire la légende...) La plaque de cuivre trempe dans une solution de sulfate de cuivre II La plaque de Zinc trempe dans une solution de sulfate de Zinc On appelle "pont salin" le tube rempli de solution ionique gélifiée. Observation : Interprétation? 2.2 Interprétation Si le courant électrique circule, c'est qu'il y a des porteurs de charges tout le long du circuit. - Sur le schéma ci-dessous, rechercher : sens du courant, nature des charges possibles dans les différentes parties. Mac3>Lycée>T S/Chimie>CH 09 piles.rtd Page : 2

3 A R Sur ce schéma, il est particulièrement utile de noter ce qui se passe à chaque "frontière" : - Plaque de Zinc/sulfate de Zinc : La plaque de Zinc cède des électrons au circuit extérieur : En perdant ces électrons, les atomes de Zinc s'oxydent en ion Zn 2+. Zn (s) = Zn 2+ (aq) + 2e - - Plaque de cuivre/sulfate de cuivre : La plaque de Cuivre reçoit des électrons du circuit extérieur : elle doit céder ses électrons à la solution. Pour cela, elle transfère ces électrons aux ions Cu 2+ qui sont alors réduits en atome de cuivre : Cu 2+ (aq) + 2 e- = Cu (s) Globalement, même si c'est de manière indirecte, on a réalisé la réaction d'oxydoréduction décrite au chapitre 1 ci-dessus. Cu 2+ (aq) + Zn (s) = Cu (s) + Zn 2+ (aq) 3 CONSTITUANTS D'UN PILE (ou Générateur électrochimique) Une pile est toujours constituée de : Deux demi-piles mettant en jeu, chacune un couple électrochimique différent (chacune des Mac3>Lycée>T S/Chimie>CH 09 piles.rtd Page : 3

4 cuves dans l'exemple ci-dessus) Une jonction électrolytique (le pont salin dans l'exemple ci-dessus) Dans chaque demi-pile, la phase solide est appelée électrode. 4 FONCTIONNEMENT D'UNE PILE 4.1 Fonctionnement Bien que les demi réactions : Zn (s) = Zn 2+ (aq) + 2e - et Cu 2+ (aq) + 2 e - = Cu (s) n'aient pas lieu dans la même enceinte, on a remarqué que, au bilan global, ce sont les seules réactions chimiques mises en jeu, et qu'elles ont simultanées. Dans une pile, on définit le quotient de réaction de la même manière que dans une simple solution : Qr = [Zn 2+ ] [Cu2+] Où [Zn +2 ] est la concentration d'ions Zn 2+ dans la demi-pile 1 et [Cu 2+ ] est la concentration d'ions Cu 2+ dans la demi-pile 2. Le sens d'évolution des réactions sera défini par la comparaison de ce quotient de de la constante d'équilibre K de cette de réaction. Si Qr < K, réaction dans le sens direct si Qr > K, réaction dans le sens inverse. Dans notre exemple, si initialement [Zn2+] = [Cu2+], alors Qr = 1. Qr<K donc la réaction a lieu dans le sens direct, comme nous l'avons observé. La polarité des bornes se déduit du sens des réactions en jeu. Ici, Zn se transforme en Zn 2+ et doit donc céder les électrons au circuit extérieur : C'est la cathode. 4.2 Usure d'une pile Sur notre exemple, nous voyons que la concentration en Zn 2+ augmente quand la pile fournit du courant. Simultanément, la concentration en Cu 2+ diminue dans l'autre demi-pile. Le quotient de réaction Qr augmente donc. La quantité d'ions Cu 2+ n'étant pas infinie, si la pile fournit du courant pendant longtemps, la concentration en Cu 2+ tend vers zéro, et Qr tend vers l'infini : On arrivera inévitablement à un instant où Qr = K A cet instant, on aura atteint l'équilibre chimique, il n'y aura plus de réaction d'oxydoréduction, donc plus de fourniture de courant. La pile sera "usée". Mac3>Lycée>T S/Chimie>CH 09 piles.rtd Page : 4

5 5 CAPACITE (quantité d'électrons fournie) Le nombre de charges électriques fournies est directement lié au nombre d'atomes oxydés à la Cathode et au nombre d'ions réduits à l'anode. Si la pile a fourni une charge Q (exprimée en coulomb), elle a fourni n électrons : n= Q / 1, Comme il faut deux électrons pour réduire 1 ion Cu2+, on a réduit : n' = 0,5.Q / 1, ions Cu2+ Notons NA le nombre d'avogadro : l'avancement x de la réaction est : x = 0,5.Q / NA.1, moles d'ions Cu2+. Pour simplifier ce type de raisonnement, on a défini le FARADAY FARADAY = valeur absolue d'une mole d'électrons : F = 6, x 1, = C.mol-1 F = 9, C.mol-1 Mac3>Lycée>T S/Chimie>CH 09 piles.rtd Page : 5

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