LC26 : Conversion réciproque d’énergie électrique en énergie chimique

Bibliographie

• Chimie PCSI, Schott, de Boeck (livre rose) : Pour la partie présentation d’une pile
• Chimie PC/PC*, Ribeyre, de Boeck (livre rose) : Pour l’aspect thermochimique de la pile.
• Cachau, Des expériences de la famille Red-Ox : Synthèse de l’eau de Javel
• Animation Pile. Il faut bien penser à télécharger l’animation

Niveau

CPGE

Prérequis

• Réaction d’oxydo-réduction
• Equation de Nernst
• Thermochimie
• Courbe i-E

Manips

• Piles Daniell
• Electrolyse de l’eau de javel

Introduction

I. Piles

Manip : On montre la pile Daniell, on observe que l’on peut allumer une LED avec des plaques qui trempent dans des solutions. On observe qu’il est possible de convertir une énergie chimique en une énergie électrique. C’est ce que nous allons voir au cours de cette partie. On peut également mesurer l’intensité à l’aide d’un ampèremètre. On voit le sens de circulation des électrons de cette manière.

1) Réalisation d’une pile

Une pile est constituée de deux demi-piles. Qu’est-ce que deux demi-piles ?

Diapo : On rappelle ce que c’est que des demi-piles, c’est deux espèces Ox-Red d’un même couple Red-Ox. C’est une électrolyte (solution ionique capable de faire circuler un courant de manière ionique, conductivité non-nulle) een contact avec un conducteur métallique. La demi-pile est le siège d’une demi-équation Red-Ox.

Rq : l’électrolyte peut contenir une des espèces du couple Red-Ox et le métal l’autre mais ce n’est pas toujours le cas, (ex : p.517, Schott).

L’électrode siège d’une réduction est appelée cathode. L’électrode siège d’une oxydation est appelée anode.

Revenons en à la pile Daniel : Grâce à l’ampèremètre, on est capable de savoir dans quel sens circule les électrons. Il circule de la plaque de Zinc à la plaque de cuivre. Il y a donc réduction de Cu2+ et oxydation de Zn (on écrit les demi-équations Red-Ox associées ainsi que l’équation bilan).

La pile Daniel est constituée de deux demi-piles. Le cuivre joue le rôle de cathode (réduction de Cu2+) et le zinc joue le rôle d’anode (oxydation de Zn).

Dans les plaques métalliques et le circuit extérieur, la circulation du courant est assurée par la circulation des électrons. Au sein de la solution électrolytique, elle est assurée par la circulation des ions. Entre les deux électrolyte, on ferme le circuit avec un pont salin.

On peut parler ici de la fem de la pile : C’est la différence de potentiel entre les deux électrodes à courant nul. Pour la mesurer, on ferme les deux électrodes par un voltmètre.

Manip : On peut essayer de mesurer la fem de deux piles Daniel.

Rq : Lorsque la pile débite, la tension à ses bornes est plus faible à cause d’une résistance interne de la pile.

Transition : Cette évolution est spontannée, en effet elle se fait sans apport d’énergie extérieur. Nous allons essayer de comprendre cela avec une analyse thermodynamique.

2) Aspect thermodynamique

[Ribeyre, p.188 (attention, on ne passe pas par l’affinité ! et δW’ est un δWelec]

On regarde le système fermé de la cellule électrolytique qui est isotherme et isobare.

On écrit le premier principe de la thermodynamique et le second.

On écrit dG en différentiant.

On trouve que dG<δWelec.

Rq : C’est un résultat général pour une cellule électrolytique en mode récepteur ou générateur.

Dans le cas de la pile, la source de fonctionnement est une réaction chimique et on peut considérer le système comme réversible : Δ_rG=δW_élec.

Or δW_élec <0, donc Δ_rGdξ<0, la réaction dans le sens direct est spontané.

On peut réécrire : δW_élec=uidt=udq=-enFdξ avec e=E₊-E_- (les potentiels de Nernst) la fem de la pile. Donc Δ_rG=-enF. Le Δ_rG représente l’énergie chimique et -enF l’énergie électrique.

On peut aussi accéder au travail électrique maximum récupérable [p.271, Ribeyre]

On fait le calcul pour la pile Daniell théoriquement, en calculant les potentiel de Nernst des deux demi-piles.

Transition : On vient de montrer que l’on peut convertir de l’énergie chimique en énergie électrique. Mais est-il possible de faire l’inverse ? La réponse est oui, c’est ce que nous allons voir dans la partie suivante avec l’électrolyse.

II. Electrolyse

1) Présentation de l’électrolyse

Si on apporte une énergie électrique, le raisonnement est analogue au raisonnement précédent sauf que l’on fournit un travail électrique. Aisni la transformation est forcée. Cette opération s’appelle une électrolyse. On peut l’utiliser pour les batteries des téléphones portables par exemple.

Pour inverser le sens de la réaction, il faut apporter de l’énergie électrique à l’aide d’un générateur qu’il faut brancher correctement.

On va étudier l’électrolyse de l’eau de Javel. On décrit l’électrolyse sur Diapo entre autre où se trouve à présent l’anode et la cathode (siège de l’oxydation et de la réduction). On décrit également les demi-équations et le bilan de la formation de l’eau de Javel.

2) Aspect thermodynamique

On avait Δ_rG=δW_élec or ici δW_élec>0 car le générateur apporte de l’énergie au système.

δW_élec=UIdt=nFUdξ => Δ_rG<nFU où U est la tension imposée par le générateur.

On applique cela à la synthèse de l’eau de Javel : Δ_rG=2Fe=2F(E+-E-). On dit que Δ_rG est à peut près égal à la valeur standard. On doit avoir : U>(E+-E-), c’est la tension seuil.

Faire les applications numériques.

Il faut donc qu’on applique une tension plus grande qu’une certaine tension seuil.

3) Aspects cinétiques

Il faut aussi prendre en compte les différentes surtension anodique et cathodique dans le choix de U afin que la réaction ait lieu.

Diapo : Montrer les courbes i-E de la réaction.

4) Expérience

On calcule un rendement faradique : η=nexp/nth.

Conclusion

Parler des accumulateurs

Diapo

LC26.pptx