Transformations spontanées dans les piles et production d'énergie

Pour 2BAC PC 2BAC SVT 2BAC SM Mis à jour le 15 octobre 2026

Objectifs pédagogiques

  • Modéliser une pile et schématiser son fonctionnement.
  • Déterminer le sens d'évolution spontanée d'un système chimique dans une pile.
  • Relier les quantities de matière formées ou consommées à l'intensité du courant et à la durée de fonctionnement.
  • Démontrer et utiliser la relation entre la quantité d'électricité, la constante de Faraday et l'avancement.

Compétences visées

  • Exploiter l'équation de la réaction pour dresser un tableau d'avancement adapté aux échanges électroniques.
  • Prévoir l'autonomie (durée de vie) d'un générateur électrochimique.

Vérifiez vos prérequis

Qu'est-ce qu'un Oxydant et un Réducteur ? Un oxydant est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons. Un réducteur est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons.
Comment définit-on une oxydation et une réduction ? L'oxydation est une perte d'électrons ($Red \rightleftharpoons Ox + n \cdot e^-$). La réduction est un gain d'électrons ($Ox + n \cdot e^- \rightleftharpoons Red$).
Qu'est-ce que le quotient de réaction $Q_r$ ? Pour une réaction $aA + bB \rightleftarrows cC + dD$, c'est la grandeur définie par :
$$ Q_r = \frac{[C]^c \cdot [D]^d}{[A]^a \cdot [B]^b} $$
(les solides et le solvant n'apparaissent pas).
Quel est le critère d'évolution spontanée d'un système chimique ? Si $Q_{r,i} < K$, le système évolue dans le sens direct. Si $Q_{r,i} > K$, il évolue dans le sens inverse.

Situation de départ

Lors d'une caravane solidaire organisée par le lycée dans un douar isolé du Haut Atlas, les élèves souhaitent offrir une solution d'éclairage de secours pour l'école du village. N'ayant pas accès à des batteries neuves sur place, le professeur de physique propose de valoriser des matériaux de construction disponibles localement : des chutes de zinc (utilisées pour les toitures), des fils de cuivre électriques et des solutions ioniques (comme le sulfate de cuivre utilisé parfois en agriculture locale).

Les élèves assemblent le dispositif, mais le chef du village pose une question cruciale : "Cette 'batterie' artisanale pourra-t-elle éclairer notre lampe témoin toute la nuit (environ 12 heures) avant de devoir remplacer les métaux ?"

Comment récupérer l'énergie chimique de ces matériaux sous forme électrique, et comment prévoir théoriquement la durée de fonctionnement (autonomie) de ce dispositif de secours ?

Composants basiques d'une pile artisanale
Matériel rudimentaire pouvant servir à concevoir une pile chimique.

1. Transfert spontané des électrons

Activité 1 : contact direct

Activité 1 : contact direct

On introduit de la poudre de Zinc ($Zn_{(s)}$) dans un bécher contenant une solution bleue de sulfate de cuivre II ($Cu^{2+}_{(aq)} + SO^{2-}_{4(aq)}$). Après agitation et repos, on observe la décoloration de la solution bleue et la formation d'un dépôt rouge de cuivre métallique sur le zinc.

La constante d'équilibre de cette réaction est $K = 1,9 \cdot 10^{37}$.

Questions :

1 Écrire l'équation de la réaction d'oxydoréduction qui a lieu.
2 Justifier le sens d'évolution par le calcul du quotient de réaction initial $Q_{r,i}$.
Voir les réponses de l'activité 1 L'équation s'écrit : $Cu^{2+}_{(aq)} + Zn_{(s)} \rightleftarrows Cu_{(s)} + Zn^{2+}_{(aq)}$. C'est un transfert direct d'électrons du Zinc vers les ions Cuivre.
2 Initialement, la concentration en ions $Zn^{2+}$ est nulle. Donc $Q_{r,i} = \frac{[Zn^{2+}]_i}{[Cu^{2+}]_i} = 0$. Puisque $Q_{r,i} < K$, l'évolution spontanée se fait bien dans le sens direct. L'énergie chimique est libérée sous forme de chaleur thermique (effet Joule).

Activité 2 : contact indirect

Activité 2 : contact indirect

On sépare maintenant les réactifs. On place une lame de zinc dans une solution de sulfate de zinc (Bécher 1) et une lame de cuivre dans une solution de sulfate de cuivre (Bécher 2). On relie les deux béchers par un pont salin. On relie les deux lames métalliques par des fils conducteurs, un ampèremètre et une résistance.

L'ampèremètre indique le passage d'un courant électrique continu $I > 0$.

Questions :

1 Comment les électrons voyagent-ils d'une espèce à l'autre dans ce montage ?
2 Comment appelle-t-on ce dispositif convertissant l'énergie chimique en énergie électrique ?
Voir les réponses 1 Les électrons ne peuvent plus passer directement. Le zinc cède ses électrons qui parcourent le circuit extérieur (fils conducteurs) jusqu'à la lame de cuivre où les ions $Cu^{2+}$ les captent. Le transfert est devenu indirect.
2 Ce dispositif est une Pile électrochimique.

Conclusion

Il est possible de récupérer l'énergie chimique sous forme d'énergie électrique en séparant physiquement l'oxydant et le réducteur. Le transfert d'électrons se fait alors par le circuit extérieur, créant ainsi un courant électrique : c'est le principe de base d'une pile électrochimique.

Testez-vous

Lors d'un transfert direct (réactifs dans le même bécher), l'énergie chimique est principalement convertie en :

Le critère d'évolution spontanée s'applique-t-il à une pile ?

Qu'est-ce qui caractérise un transfert indirect ?

2. Constitution et fonctionnement (pile daniell)

Constitution et fonctionnement (pile daniell)

Constitution de la pile

Une pile électrochimique classique, comme la pile Daniell, est constituée de deux demi-piles reliées par un pont salin.

Schéma de la pile Daniell
La pile Daniell : Deux compartiments reliés par un pont salin.

Fonctionnement et polarité

Lorsqu'on ferme le circuit extérieur, un courant $I$ circule du pôle positif vers le pôle négatif. Les électrons $e^-$ circulent dans le sens inverse (du pôle négatif vers le pôle positif).

L'Anode (Pôle Négatif $\ominus$) :

L'électrode où se produit l'oxydation (perte d'électrons). Le métal s'y dissout. La masse de l'anode diminue.

$$ M_{(s)} \rightleftharpoons M^{n+}_{(aq)} + n \cdot e^- $$

La Cathode (Pôle Positif $\oplus$) :

L'électrode où se produit la réduction (gain d'électrons). Les ions métalliques s'y déposent. La masse de la cathode augmente.

$$ M^{n+}_{(aq)} + n \cdot e^- \rightleftharpoons M_{(s)} $$

Rôle du pont salin : Il a deux rôles vitaux : fermer le circuit électrique (passage du courant par les ions) et maintenir l'électroneutralité des deux solutions (les anions du pont migrent vers l'anode pour compenser l'apparition des cations, et les cations migrent vers la cathode pour compenser la disparition des cations métalliques).

Détermination de la polarité de la pile

Pour déterminer quel métal constitue le pôle positif ou négatif, plusieurs méthodes sont possibles :

Remarque : L'utilisation d'un voltmètre permet de mesurer la Force Électromotrice (f.é.m) de la pile, notée $E$.

Schéma conventionnel

La représentation formelle d'une pile se fait en plaçant le pôle négatif à gauche et le pôle positif à droite, séparés par un double trait figurant le pont salin :

$$ \ominus M_1 / M_1^{n+} // M_2^{m+} / M_2 \oplus $$

Exemple pour la pile Daniell : $\ominus Zn / Zn^{2+} // Cu^{2+} / Cu \oplus$

Testez-vous

Que se passe-t-il au niveau de la cathode d'une pile en fonctionnement ?

Dans quel sens se déplacent les anions (ions négatifs) du pont salin ?

Si on retire le pont salin, la pile :

3. Étude quantitative de la pile

Étude quantitative de la pile

Quantité d'électricité débitée

Pendant une durée $\Delta t$, un courant électrique constant d'intensité $I$ débite une quantité de charge électrique $Q$. D'après les lois de l'électricité :

$$ Q = I \cdot \Delta t $$

Où $Q$ est en Coulombs (C), $I$ en Ampères (A) et $\Delta t$ en secondes (s).

Relation avec la quantité de matière d'électrons

La charge électrique totale $Q$ correspond à la charge absolue de tous les électrons ayant circulé dans le circuit. Soit $N$ le nombre total d'électrons, alors $Q = N \cdot e$.

Quantité d'électricité et courant électrique
L'intensité du courant $I$ est le débit de charge $Q$ transportée par les électrons.

En chimie, on travaille avec des moles. La quantité de matière d'électrons est $n(e^-) = \frac{N}{N_A}$ (avec $N_A$ la constante d'Avogadro).

On peut donc écrire : $Q = n(e^-) \cdot N_A \cdot e$.

Le produit $N_A \cdot e$ est une constante universelle appelée le Faraday ($F$). $1 F = 96500 \text{ C.mol}^{-1}$. La relation finale indispensable est :

$$ Q = n(e^-) \cdot F $$

En combinant les deux relations de $Q$, on obtient une équation centrale pour tous les exercices :

$$ n(e^-) = \frac{I \cdot \Delta t}{F} $$

Lien avec l'avancement $x$ et le tableau descriptif

Pour lier l'électricité à la chimie, on se base toujours sur l'équation globale de la réaction. La quantité de matière d'électrons échangés $n(e^-)$ est liée à l'avancement $x$ par la relation :

$$ n(e^-) = z \cdot x $$

Où $z$ est le nombre total d'électrons échangés entre les deux couples oxydant/réducteur lors de la réaction globale équilibrée.

Prenons l'exemple de la réaction entre le cuivre et les ions argent :

État du système Avancement Équation de la réaction : $\quad Cu_{(s)} + 2Ag^+_{(aq)} \rightleftarrows Cu^{2+}_{(aq)} + 2Ag_{(s)}$ $n(e^-)$
Initial $0$ $n_i(Cu)$ $n_i(Ag^+)$ $n_i(Cu^{2+})$ $n_i(Ag)$ $0$
Intermédiaire $x$ $n_i(Cu) - x$ $n_i(Ag^+) - 2x$ $n_i(Cu^{2+}) + x$ $n_i(Ag) + 2x$ $2x$

Ici, chaque atome de Cu cède 2 électrons et chaque 2 ions $Ag^+$ captent ces 2 électrons. Le nombre d'électrons échangés est $z = 2$.

En remplaçant $n(e^-)$ dans la formule électrique, on obtient la démonstration rigoureuse de l'avancement :

$$ z \cdot x = \frac{I \cdot \Delta t}{F} \implies x = \frac{I \cdot \Delta t}{z \cdot F} $$

Connaissant $x$, on peut calculer la variation de masse des électrodes. Pour le cuivre consommé : $\Delta n(Cu) = -x$, donc la masse disparue est :

$$ |\Delta m| = x \cdot M(Cu) $$

Testez-vous

Si l'équation globale échange 6 électrons au total entre l'oxydant et le réducteur, que vaut $n(e^-)$ en fonction de l'avancement $x$ ?

Quelle est la signification physique d'un Faraday ($1 F$) ?

Que se passe-t-il lorsque la pile est complètement usée (pile "morte") ?

L'essentiel

  • Principe : Conversion d'énergie chimique en énergie électrique via des réactions d'oxydoréduction spontanées ($Q_{r,i} < K$).
  • La pile :
    - Anode (-) : Oxydation (perte de masse).
    - Cathode (+) : Réduction (gain de masse).
    - Pont salin : Ferme le circuit et assure l'électroneutralité.
  • Bilan électrique : $Q = I \cdot \Delta t$ et $Q = n(e^-) \cdot F$.
  • Avancement : S'obtient en liant $n(e^-)$ à l'avancement global de la réaction ($n(e^-) = z \cdot x$).
  • Durée de vie : Déterminée par le réactif limitant (le métal de l'anode ou l'ion de la cathode) calculée à partir de $x_{max}$.

4. Applications technologiques (Piles usuelles)

Applications technologiques (Piles usuelles)

Les principes vus en classe sont appliqués dans notre vie quotidienne. L'une des piles historiques les plus célèbres est la Pile Leclanché (pile saline standard de 1,5V).

  • Anode (pôle -) : Constituée par le boîtier extérieur en zinc cylindrique. Le zinc s'oxyde et s'amincit au fil du temps. S'il est percé, la pile "coule".
  • Cathode (pôle +) : Une tige centrale en graphite entourée de dioxyde de manganèse ($MnO_2$) qui subit la réduction.
  • Électrolyte : Un gel de chlorure d'ammonium ($NH_4Cl$) qui remplace le pont salin liquide pour éviter les fuites.
Coupe transversale d'une Pile Leclanché
La structure interne d'une pile saline commerciale (Pile Leclanché).

Recherche d'approfondissement

Les piles "jetables" (primaires) posent de graves problèmes écologiques. Explorez ces nouvelles pistes technologiques :

  • Batteries Lithium-ion : Comment les smartphones et les voitures électriques peuvent-ils recharger leurs batteries ? Quelle est la différence entre une pile (générateur primaire) et un accumulateur (générateur secondaire) ?
  • La pile à combustible (Hydrogène) : Renseignez-vous sur cette pile révolutionnaire qui ne rejette que de l'eau pure en fonctionnant. Quel est le frein actuel à son développement ?

5. Exercices corrigés

Exercice 1 : étude d'une pile cuivre / argent

On réalise une pile en associant une demi-pile constituée d'une lame de Cuivre plongeant dans $V_1 = 50 \text{ mL}$ d'une solution de sulfate de cuivre II de concentration $C_1 = 0,10 \text{ mol/L}$, et une demi-pile constituée d'une lame d'Argent plongeant dans $V_2 = 50 \text{ mL}$ de nitrate d'argent de concentration $C_2 = 0,10 \text{ mol/L}$. Les lames sont reliées par un conducteur ohmique et un ampèremètre. Un pont salin relie les solutions. L'ampèremètre indique que le courant sort par l'électrode d'Argent.

L'équation bilan de la réaction modélisant le fonctionnement est :

$$ Cu_{(s)} + 2Ag^+_{(aq)} \rightleftarrows Cu^{2+}_{(aq)} + 2Ag_{(s)} $$

Constante d'équilibre $K = 2 \cdot 10^{15}$. Le Faraday $F = 96500 \text{ C/mol}$. Masses molaires : $M(Cu) = 63,5 \text{ g/mol}$ ; $M(Ag) = 108 \text{ g/mol}$.

Questions :

  • 1 Calculer le quotient de réaction initial $Q_{r,i}$. Vérifier le sens d'évolution spontanée de la pile.
  • 2 Déduire la polarité de la pile (quel est le pôle +, quel est le pôle -).
  • 3 Écrire les demi-équations aux électrodes. Quel métal est oxydé ? Quel métal est réduit ?
  • 4 La pile débite un courant constant $I = 40 \text{ mA}$ pendant une durée $\Delta t = 2 \text{ h}$. Calculer l'avancement $x$ de la réaction pendant cette durée.
  • 5 Déterminer la variation de la masse de l'électrode de cuivre $\Delta m(Cu)$ et la variation de la masse de l'électrode d'argent $\Delta m(Ag)$ durant $\Delta t$.
  • 6 Calculer la durée maximale de fonctionnement (autonomie) de la pile si on suppose que l'ion $Ag^+$ est le réactif limitant.
Voir la solution 1
Attention. Attention : Pour le calcul de l'avancement $x$, la durée $\Delta t$ doit obligatoirement être convertie en secondes ($s$) et l'intensité $I$ en Ampères ($A$).

1 Expression : $Q_{r,i} = \frac{[Cu^{2+}]_i}{([Ag^+]_i)^2}$.
A.N. : $Q_{r,i} = \frac{0,10}{(0,10)^2} = \frac{0,10}{0,01} = 10$.
On a $Q_{r,i} < K$ ($10 \ll 2 \cdot 10^{15}$). Le système évolue spontanément dans le sens direct.

2 Le texte indique que le courant sort par l'électrode d'Argent. En électricité, le courant sort toujours du pôle positif. L'Argent ($Ag$) est donc la Cathode (pôle +). Le Cuivre ($Cu$) est l'Anode (pôle -).

3 À l'Anode (Oxydation du Cuivre) : $Cu_{(s)} \rightleftharpoons Cu^{2+} + 2e^-$.
À la Cathode (Réduction de l'Argent) : $Ag^+ + e^- \rightleftharpoons Ag_{(s)}$.

4 D'après l'équation globale, il s'échange $z = 2$ moles d'électrons par mole d'avancement, donc $n(e^-) = 2x$.
On utilise la formule démontrée dans le cours : $x = \frac{I \cdot \Delta t}{2F}$.
Conversion : $I = 0,04 \text{ A}$ et $\Delta t = 2 \times 3600 = 7200 \text{ s}$.
A.N. : $x = \frac{0,04 \times 7200}{2 \times 96500} = \frac{288}{193000} \approx 1,49 \cdot 10^{-3} \text{ mol}$.

5 Variation de masse du Cuivre (il disparait) : $\Delta m(Cu) = -x \cdot M(Cu)$.
$\Delta m(Cu) = -1,49 \cdot 10^{-3} \times 63,5 \approx -0,095 \text{ g}$.
Variation de masse de l'Argent (il se forme). L'équation bilan montre qu'il se forme $2x$ moles d'Argent. $\Delta m(Ag) = +2x \cdot M(Ag)$.
$\Delta m(Ag) = 2 \times 1,49 \cdot 10^{-3} \times 108 \approx +0,32 \text{ g}$.

6 Autonomie maximale. L'ion $Ag^+$ est limitant. Sa quantité initiale est $n_0(Ag^+) = C_2 \cdot V_2 = 0,10 \times 0,050 = 5 \cdot 10^{-3} \text{ mol}$.
D'après le bilan, à l'état final $n_0(Ag^+) - 2x_{max} = 0 \implies x_{max} = \frac{5 \cdot 10^{-3}}{2} = 2,5 \cdot 10^{-3} \text{ mol}$.
La durée maximale est $\Delta t_{max} = \frac{2F \cdot x_{max}}{I}$.
$\Delta t_{max} = \frac{2 \times 96500 \times 2,5 \cdot 10^{-3}}{0,04} = \frac{482,5}{0,04} = 12062,5 \text{ s}$.
Ce qui correspond à environ 3,35 heures.

Exercice 2 : pile zinc / aluminium

On étudie la pile modélisée par l'équation de réaction :
$$ 2Al_{(s)} + 3Zn^{2+}_{(aq)} \rightleftarrows 2Al^{3+}_{(aq)} + 3Zn_{(s)} $$

La pile débite une intensité constante $I = 20 \text{ mA}$. Chaque compartiment contient $V = 100 \text{ mL}$ de solution à la concentration initiale $C_0 = 0,5 \text{ mol/L}$. On sait expérimentalement que la masse de l'électrode d'aluminium diminue au cours du temps. $F = 96500 \text{ C/mol}$.

Questions :

  • 1 Puisque la masse d'aluminium diminue, que subit le métal Aluminium ? Préciser s'il s'agit de l'anode ou de la cathode.
  • 2 Écrire les deux demi-équations électroniques aux électrodes.
  • 3 Déduire le schéma conventionnel de cette pile.
  • 4 Démontrer que la relation liant la quantité de matière d'électrons échangés $n(e^-)$ et l'avancement $x$ est : $n(e^-) = 6x$.
  • 5 Calculer l'avancement $x$ après une durée de fonctionnement de $5 \text{ heures}$.
  • 6 Déterminer la nouvelle concentration des ions Aluminium $[Al^{3+}]$ dans la solution après ces 5 heures.
Voir la solution 2
Attention. Pour trouver le coefficient liant $n(e^-)$ et $x$, il faut trouver le nombre total d'électrons échangés dans l'équation globale équilibrée.

1 La masse d'Aluminium diminue : le métal solide est consommé, il se transforme en ions. C'est une Oxydation. L'électrode d'Aluminium est donc l'Anode (pôle négatif) de la pile.

2 À l'anode (-) (Oxydation) : $Al_{(s)} \rightleftharpoons Al^{3+} + 3e^-$.
À la cathode (+) (Réduction) : $Zn^{2+} + 2e^- \rightleftharpoons Zn_{(s)}$.

3 Schéma conventionnel : Pôle négatif à gauche, pôle positif à droite.

$\ominus Al / Al^{3+} // Zn^{2+} / Zn \oplus$

4 Pour équilibrer l'équation globale, on doit multiplier la première demi-équation par 2 et la seconde par 3. Le nombre total d'électrons échangés lors de la réaction globale est donc $z = 2 \times 3 = 6$. Ainsi, $n(e^-) = 6x$.

5 Calcul de l'avancement. On utilise $n(e^-) = \frac{I \cdot \Delta t}{F}$.
Donc $6x = \frac{I \cdot \Delta t}{F} \implies x = \frac{I \cdot \Delta t}{6F}$.
Conversion : $I = 0,02 \text{ A}$ et $\Delta t = 5 \times 3600 = 18000 \text{ s}$.
$x = \frac{0,02 \times 18000}{6 \times 96500} = \frac{360}{579000} \approx 6,22 \cdot 10^{-4} \text{ mol}$.

6 Nouvelle concentration $[Al^{3+}]$.
Quantité de matière initiale : $n_0(Al^{3+}) = C_0 \cdot V = 0,5 \times 0,100 = 0,05 \text{ mol}$.
D'après l'équation globale, l'ion $Al^{3+}$ est un produit et a pour coefficient 2. Il s'en forme donc $2x$.
Quantité finale : $n_f(Al^{3+}) = n_0 + 2x = 0,05 + 2(6,22 \cdot 10^{-4}) = 0,05 + 0,001244 = 0,051244 \text{ mol}$.
La nouvelle concentration est $[Al^{3+}] = \frac{n_f}{V} = \frac{0,051244}{0,100} \approx 0,512 \text{ mol/L}$.

6. QCM : 30 questions

7. Fiches d'expériences

Pour les enseignants et pour préparer les travaux pratiques.

Transfert direct d'électrons

Identification

Partie Chimie Unité Transformations Spontanées dans les Piles
Titre Évolution spontanée d'un système par contact direct (Zinc / Cuivre)
Durée 25 minutes

Cadre pédagogique

Objectifs de l'expérience Précautions et orientations Conseils techniques
  • Mettre en évidence le transfert direct d'électrons.
  • Écrire l'équation d'oxydoréduction.
  • Justifier le sens d'évolution spontanée via le calcul de $Q_{r,i}$.
  • Porter une blouse et des lunettes de protection.
  • Les solutions de cuivre sont toxiques pour l'environnement (recyclage).
  • Utiliser du Zinc en poudre plutôt qu'en lame pour accélérer l'observation (surface de contact maximale).
  • Bien agiter le mélange.

Dispositif expérimental

Montage expérimental Introduction directe d'un métal solide dans une solution ionique oxydante, au sein d'un seul et même bécher.
Matériel et Réactifs Bécher, spatule, agitateur en verre.
Réactifs : Poudre de Zinc ($Zn_{(s)}$), Solution aqueuse bleue de sulfate de cuivre II ($Cu^{2+}_{(aq)} + SO^{2-}_{4(aq)}$).

Déroulement et exploitation

Étapes expérimentales Questions de l'activité Résultats attendus Réponses & Conclusions
1. Introduire une spatule de poudre de Zinc dans le bécher de sulfate de cuivre. Agiter. 1. Écrire l'équation de la réaction d'oxydoréduction qui a lieu. Décoloration progressive de la solution bleue. Apparition d'un dépôt rouge foncé/brun sur le Zinc. $Cu^{2+}_{(aq)} + Zn_{(s)} \rightleftarrows Cu_{(s)} + Zn^{2+}_{(aq)}$
Il y a un transfert direct d'électrons du Zinc au Cuivre.
2. Analyser l'état initial du système sachant que la constante $K = 1,9 \cdot 10^{37}$. 2. Justifier le sens d'évolution par le calcul du quotient de réaction initial $Q_{r,i}$. Dégagement de chaleur (thermomètre) accompagnant la réaction. Initialement, $[Zn^{2+}] = 0$, donc $Q_{r,i} = 0$.
Puisque $Q_{r,i} < K$, le système évolue spontanément dans le sens direct.

Bilan et évaluation

Bilan de l'expérience
Lorsqu'un oxydant et un réducteur réagissent dans un même bécher, le transfert d'électrons est direct d'une espèce à l'autre. Le système évolue spontanément vers son état d'équilibre ($Q_{r,i} < K$). L'énergie chimique dégagée est alors dissipée sous forme d'énergie thermique (chaleur), inexploitable sous forme de courant électrique.
Questions d'évaluation
Q1. Pourquoi la solution initiale perd-elle sa coloration bleue au fil du temps ? Q2. Sous quelle forme l'énergie chimique est-elle libérée lors de ce contact direct ? Q3. Quel est le réactif qui subit l'oxydation dans cette expérience ?
Fonctionnement d'une pile

Identification

Partie Chimie Unité Transformations Spontanées dans les Piles
Titre Étude du transfert indirect et modélisation de la Pile Daniell
Durée 40 minutes

Cadre pédagogique

Objectifs de l'expérience Précautions et orientations Conseils techniques
  • Mettre en évidence le transfert indirect d'électrons.
  • Identifier l'anode, la cathode et la polarité de la pile.
  • Schématiser le fonctionnement complet d'une pile.
  • Manipuler avec soin la verrerie et les fils électriques.
  • Éviter le contact direct des doigts avec le gel du pont salin.
  • Nettoyer (poncer) les lames métalliques avant immersion.
  • S'assurer que le pont salin plonge bien dans les deux solutions pour fermer le circuit.

Dispositif expérimental

Montage expérimental
Modélisation de la Pile Daniell (Demi-pile Zn et Demi-pile Cu).
Matériel et Réactifs 2 béchers, Lame de Cuivre, Lame de Zinc, pont salin (papier filtre inhibé), fils, ampèremètre.
Solutions : Sulfate de Cuivre II ($Cu^{2+}$), Sulfate de Zinc ($Zn^{2+}$).

Déroulement et exploitation

Étapes expérimentales Questions de l'activité Résultats attendus Réponses & Conclusions
1. Séparer les réactifs dans 2 béchers. Connecter les lames par un ampèremètre et mettre le pont salin. 1. Comment les électrons voyagent-ils d'une espèce à l'autre dans ce montage ? L'ampèremètre affiche une intensité $I > 0$ continue. Le Zinc cède des électrons qui transitent par les fils jusqu'au Cuivre. C'est un transfert indirect.
2. Observer la circulation et le sens du courant pour définir le dispositif. 2. Comment appelle-t-on ce dispositif convertissant l'énergie chimique en électrique ? Création d'un courant exploitable par un dipôle extérieur. C'est une Pile électrochimique.
3. Lier les processus électrochimiques aux électrodes après un long fonctionnement. 3. Nommer les électrodes selon la réaction qui s'y déroule (oxydation/réduction). La lame de Zinc s'amincit. La lame de Cuivre s'épaissit. Zinc = Oxydation $\rightarrow$ Anode (pôle -).
Cuivre = Réduction $\rightarrow$ Cathode (pôle +).

Bilan et évaluation

Bilan de l'expérience
En séparant physiquement l'oxydant et le réducteur, on contraint les électrons à emprunter un circuit électrique extérieur : l'énergie chimique de l'évolution spontanée est convertie en énergie électrique. Le pont salin est indispensable pour fermer ce circuit ionique interne et assurer l'électroneutralité des solutions.
Questions d'évaluation
Q1. Quel est le rôle précis du pont salin dans la constitution de la pile ? Q2. Dans quel sens circulent les électrons à l'extérieur de la pile ? Q3. Quel est le schéma conventionnel correct de la pile Daniell ?

8. Documents à télécharger