Dans une pile, une réaction d’oxydoréduction spontanée fournit un courant électrique. Dans une électrolyse, c’est au contraire un générateur qui force une réaction dans le sens non spontané : c’est le principe de la recharge d’un accumulateur.
Une question sur ce cours ?
ULU, le tuteur d’ULUMINE, t’aide à partir de ce cours.
Objectifs
- Décrire la constitution et le fonctionnement d’une pile
- Identifier anode, cathode et sens de circulation des porteurs de charge
- Calculer la capacité électrique d’une pile
- Interpréter une électrolyse et réaliser un bilan de matière
1. Constitution et fonctionnement d’une pile
Une pile est formée de deux demi-piles (chacune contenant un couple oxydant/réducteur, par exemple un métal plongeant dans une solution de ses ions) reliées par un pont salin (ou une membrane) qui assure la conduction par des ions et l’électroneutralité des solutions.
- Anode : électrode où se produit l’oxydation ; c’est le pôle négatif de la pile.
- Cathode : électrode où se produit la réduction ; c’est le pôle positif de la pile.
- Dans le circuit extérieur, les électrons circulent de l’anode vers la cathode ; dans la pile, ce sont les ions qui assurent le courant.
- La pile fonctionne tant que Qr < K ; elle est « usée » quand le système atteint l’équilibre (Qr = K) ou qu’un réactif est épuisé.
Pile Daniell (zinc-cuivre)
- Anode (−) : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e−
- Cathode (+) : Cu2+(aq) + 2 e− → Cu(s)
Bilan : Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
2. Capacité électrique
Qmax = n(e−)max × F
La capacité d’une pile est la charge maximale qu’elle peut débiter. On la calcule à partir du réactif limitant et de la demi-équation (nombre d’électrons échangés). Si la pile débite un courant constant I pendant Δt : Q = I × Δt.
3. L’électrolyse
Un générateur impose un courant qui force la réaction dans le sens inverse du sens spontané. Les définitions restent les mêmes : oxydation à l’anode (reliée cette fois au pôle + du générateur), réduction à la cathode (reliée au pôle −).
- Applications : recharge des accumulateurs, production de dichlore et de soude, de dihydrogène (électrolyse de l’eau), raffinage et dépôts métalliques (galvanoplastie).
- Bilan de matière : Q = I × Δt = n(e−) × F.
Dépôt de cuivre
On électrolyse une solution de sulfate de cuivre(II) avec I = 0,50 A pendant 30 min. À la cathode : Cu2+ + 2 e− → Cu.
- Q = 0,50 × 1 800 = 900 C
- n(e−) = ≈ 9,33 × 10−3 mol
- n(Cu) = ≈ 4,66 × 10−3 mol ; m = 4,66 × 10−3 × 63,5 ≈ 0,30 g
À retenir
- Anode : oxydation ; cathode : réduction (pile comme électrolyse).
- Pile : anode = pôle −, électrons de l’anode vers la cathode dans le circuit extérieur.
- Q = I × Δt = n(e−) × F, F ≈ 96 485 C·mol−1.
- Électrolyse : un générateur force la réaction dans le sens non spontané.
Et maintenant, à toi !
Vérifie que tu as compris avec les exercices, puis révise avec la fiche.