Piles électrochimiques — Chimie, 14–17
Comprends comment une réaction d’oxydoréduction spontanée peut pousser des électrons dans un fil.
Une chimie qui produit un courant
Dans une pile galvanique, l’oxydation libère des électrons à une électrode et la réduction les accepte à une autre. Un fil offre un chemin aux électrons, tandis que les ions se déplacent dans la solution ou le pont salin pour équilibrer les charges. La réaction chimique produit ainsi une tension et un courant mesurables.
Pourquoi séparer la réaction ?
Si un métal réagit directement avec les ions d’un autre métal dans le même mélange, les électrons traversent directement le liquide et une grande partie de l’énergie devient de la chaleur. Le problème est de contrôler ce transfert. Séparer oxydation et réduction oblige les électrons à passer par un circuit extérieur : c’est l’idée de base d’une pile.
Une pile zinc-cuivre
Dans une pile zinc-cuivre, le zinc s’oxyde : Zn → Zn²⁺ + 2e⁻. Les ions cuivre se réduisent : Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu. Les électrons vont du zinc vers le cuivre dans le fil. Avec les potentiels standard, E°pile = 0,34 − (−0,76) = 1,10 V : la pile peut donc fournir un courant si les deux demi-piles restent reliées par les ions.
Anode et cathode
Beaucoup mémorisent que l’anode est négative et la cathode positive, car c’est vrai dans une pile galvanique. La règle la plus sûre est chimique : l’oxydation a toujours lieu à l’anode et la réduction à la cathode. Dans une cellule électrolytique, les signes s’inversent, mais pas ces noms de réactions.
Piles et corrosion
Les piles portables utilisent des réactions d’oxydoréduction séparées pour alimenter téléphones, horloges et véhicules. La même chimie peut provoquer la corrosion lorsque deux métaux différents et un liquide conducteur forment une pile indésirable. Les ingénieurs utilisent des revêtements, des métaux sacrificiels et la conception des circuits pour contrôler le lieu de l’oxydation.
Continue d'explorer
Autres langues
Chargement de MyLeoNes™…