Fiche explicative de la leçon: Cellules galvaniques primaires

Dans cette fiche explicative, nous allons apprendre à décrire les piles primaires et expliquer comment elles produisent de l’énergie électrique.

Une cellule galvanique est un système qui produit de l’énergie électrique à partir de réactions chimiques spontanées. Les piles qu’on utilise dans la vie quotidienne sont un exemple de cellule galvanique. Les réactions chimiques qui se produisent dans la pile fournissent de l’énergie pour alimenter les appareils électroniques. Lorsque tous les réactifs sont épuisés, la pile ne peut plus fournir d’énergie. On distingue les piles primaires des piles secondaires. Une pile primaire est utilisée une fois et jetée, tandis qu’une pile secondaire peut être rechargée et réutilisée.

Définition : Piles primaires

Les piles primaires sont des cellules électrochimiques à usage unique où les électrons sont générés spontanément par une réaction d’oxydoréduction ; ces électrons traversent un circuit externe.

Pour comprendre comment les piles primaires génèrent de l’énergie électrique, nous allons examiner les réactions chimiques impliquées. Les appareils électroniques fonctionnent grâce au mouvement coordonné des électrons. Le flux de charge créé par les électrons en mouvement est le courant électrique. Les appareils électroniques sont alimentés par un courant électrique qu’ils utilisent pour faire leur travail.

Définition : Courant électrique

Le courant électrique est le flux de charge électrique.

Les réactions d’oxydoréduction qui se produisent à l’intérieur d’une pile primaire créent le flux d’électrons constituant le courant électrique. Les réactions d’oxydoréduction sont des réactions chimiques où des électrons sont transférés d’une espèce à l’autre. Pour comprendre le fonctionnement d’une pile, nous devons comprendre comment les électrons circulent.

Une demi-réaction d’oxydation a lieu à l’anode et une demi-réaction de réduction a lieu à la cathode. Les électrons quittent l’anode, traversent le circuit et arrivent à la cathode. Sur leur chemin, les électrons peuvent alimenter des appareils tels que des jouets ou des montres numériques.

Regardons de plus près un type spécifique de pile primaire, une pile au mercure. Ces piles ne sont plus produites, en raison de la toxicité du mercure, mais leur chimie donne un bon exemple du fonctionnement d’une pile primaire.

Une pile au mercure est composée d’une cathode en oxyde de mercure, d’une anode en zinc et d’un électrolyte, l’hydroxyde de potassium. La cathode est connectée à la base de la pile et l’anode est connectée au capuchon. Les appareils, tels que les appareils photos, qui utilisent des piles au mercure sont conçus pour que les électrons puissent sortir de l’anode, à travers le capuchon, traverser le circuit dans l’appareil, puis revenir à la base où se trouve la cathode. Le séparateur au milieu de la batterie laisse passer la charge pour fermer le circuit, mais empêche les produits chimiques, de part et d’autre du séparateur, de se mélanger et de réagir entre eux.

Regardons les réactions chimiques qui se produisent dans une pile au mercure. À l’anode, le zinc se combine avec les ions hydroxyde pour former de l’oxyde de zinc, de l’eau et deux électrons :

À la cathode, l’oxyde de mercure réagit avec l’eau et deux électrons pour former des ions mercure et hydroxyde :

Par conséquent, la réaction globale de la cellule sera

Cette pile a une durée de vie limitée car les réactions ne peuvent pas facilement être inversées. On commence avec un apport d’oxyde de mercure dans la cathode et de zinc métallique dans l’anode. Ces produits chimiques se transforment progressivement en mercure liquide et en oxyde de zinc à mesure que l’énergie est extraite de la pile. Une fois que le mercure et l’oxyde de zinc sont produits, il n’est plus possible de retransformer ces produits en réactifs dans la pile. Une fois que les réactifs sont transformés, on jette la pile et on en prend une nouvelle.

Exemple 1: Calculer le potentiel d’électrode lorsqu’on a le potentiel de cellule et le potentiel de l’autre électrode

La tension totale d’une pile au mercure est +1,35 V. Considérez le potentiel d’électrode suivant :

Quel doit être le potentiel de réduction de l’autre électrode dans la pile ? Donnez votre réponse à 4 décimales près.

Réponse

Dans cette question, on nous donne la tension totale de la cellule, également appelée potentiel de la cellule. On nous donne également l’un des potentiels d’électrode. On nous demande de calculer l’autre potentiel d’électrode.

L’équation clé pour résoudre ce problème montre que le potentiel de la cellule est la différence entre les potentiels des deux électrodes :

L’oxyde de mercure est stocké dans la cathode de la pile au mercure, donc la valeur de +0,0977 V donnée dans le problème est le potentiel d’électrode de la cathode. En utilisant cette valeur et le potentiel de la cellule, on peut calculer le potentiel de réduction à l’anode. En utilisant les valeurs données dans le problème, on peut effectuer le calcul :

Exemple 2: Identifier la demi-réaction à la cathode d’une pile

Laquelle des équations suivantes correspond à la demi-réaction qui se produit à la cathode dans une pile au mercure ?

Réponse

Cette question nous demande d’identifier la demi-réaction qui se produit à la cathode dans une pile au mercure. Une information importante à savoir est que la cathode d’une pile au mercure contient de l’oxyde de mercure (II), .

L’autre information clé est que la cathode est l’endroit où la réduction a lieu. Les électrons se déplacent de l’anode vers la cathode, donc la réaction à la cathode est une réaction de réduction, qui implique un gain d’électrons provenant du circuit.

Quelle réponse représente la réduction de l’oxyde de mercure ?

Si on parle de la réduction de l’oxyde de mercure, alors celui-ci doit être un réactif dans l’équation. L’oxyde de mercure est un réactif dans les choix A et D, mais pas dans les choix B, C et E. Les choix A et D indiquent tous deux que l’oxyde de mercure est réduit en mercure, mais le choix D inclut également le zinc métallique de l’anode. Le choix D est une réaction redox complète, tandis que le choix A est la demi-réaction qui a lieu spécifiquement à la cathode.

Le choix A est donc la bonne réponse. À la cathode, l’oxyde de mercure se combine avec une molécule d’eau et deux électrons pour former un atome de mercure métallique et deux ions hydroxyde.

Une pile à combustible est un type particulier de pile dont les réactifs peuvent être réapprovisionnés afin de permettre une production continue d’énergie. La pile à hydrogène, la pile à combustible la plus connue, est alimentée d’une part en hydrogène gazeux qui sera oxydé, d’autre part en oxygène gazeux qui sera réduit, pour générer de l’énergie électrique. Les piles à combustible diffèrent des autres piles car elles ne stockent pas d’énergie. Leur fonctionnement nécessite une alimentation continue en combustible et un retrait continu des produits.

Définition : Pile à combustible

C’est un type de pile dont les réactifs sont ajoutés en continu.

Les piles à combustible sont d’un grand intérêt dans le domaine des transports, car elles sont plus efficaces que le moteur à combustion interne d’une voiture. Un moteur à combustion convertit l’énergie chimique de l’essence en énergie cinétique pour entraîner les pistons du moteur ; mais lors de la combustion, une partie de l’énergie est perdue sous d’autres formes telles que la chaleur ou le son. Environ de l’énergie chimique de l’essence est convertie avec succès et alimente la voiture.

En comparaison, une pile à combustible convertit plus efficacement l’énergie chimique, étant donné que jusqu’à de l’énergie est convertie avec succès. Les seuls déchets directs d’une pile à hydrogène sont l’eau et la chaleur, tandis que les moteurs à combustion produisent de nombreux polluants nocifs qui peuvent avoir un impact sur le changement climatique et la santé respiratoire.

Les engins spatiaux utilisent également des piles à combustible alimentées en hydrogène et oxygène. La vapeur d’eau générée peut alors être condensée et réutilisée comme eau potable pour les astronautes.

Regardons de plus près la chimie d’une pile à hydrogène.

Le fonctionnement d’une pile est basé sur des réactions d’oxydoréduction et du flux généré d’électrons pour alimenter les appareils. Dans le cas d’une pile à hydrogène, l’hydrogène gazeux est oxydé et l’oxygène gazeux est réduit.

Dans une pile à hydrogène type, l’anode et la cathode ont toutes deux la forme d’un récipient creux, revêtu de carbone poreux permettant une connexion entre la chambre interne et l’électrolyte qui peut être une solution aqueuse d’hydroxyde de potassium ou une solution d’acide sulfurique.

Prenons l’exemple où l’électrolyte est une solution de : à l’anode, l’hydrogène gazeux est introduit dans le système et perd des électrons pour former des ions hydrogène, et ceux-ci réagissent avec les ions hydroxyde dans l’électrolyte pour former des molécules d’eau :

À la cathode, l’oxygène gazeux, le plus souvent l’oxygène de l’air, est réduit par les produits de la réaction précédente pour former des ions hydroxyde. Dans certains cas, une bouteille d’oxygène pur sous pression est utilisée à la place de l’air :

Ces réactions se combinent pour envoyer des électrons à travers le circuit, fournissant de l’énergie électrique. En combinant les deux demi-équations, la réaction générale pour ce type de pile à hydrogène est

Les seuls déchets sont la chaleur et l’eau, et de l’hydrogène supplémentaire peut être ajouté pour fournir une production d’énergie continue.

Exemple 3: Utiliser la direction du courant dans une pile à hydrogène pour identifier l’électrode où l’oxydation se produit

Le schéma suivant représente une pile à hydrogène.

En considérant la direction des électrons dans le circuit supérieur, représentée par la flèche rouge, quel gaz est introduit dans le tuyau A ?

Hydrogène
Oxygène
Vapeur d’eau

Réponse

Cette question nous demande de déterminer quel gaz pénètre dans la partie gauche de la pile à hydrogène. Sur le schéma, nous pouvons voir que les électrons se déplacent de la gauche vers la droite de la cellule.

Le gaz introduit du côté gauche de cette cellule perd des électrons. Ces électrons se déplacent dans le circuit comme indiqué par la flèche rouge. Du côté droit, ils sont acceptés par l’autre gaz.

Le choix C est incorrect, car la vapeur d’eau peut être un produit de cette réaction mais pas l’un des réactifs initiaux. Les deux gaz introduits dans une pile à hydrogène sont l’hydrogène et l’oxygène. Ce qui reste à déterminer, c’est quel gaz est oxydé et quel gaz est réduit.

L’hydrogène est le gaz qui est oxydé et perd des électrons, formant des ions , tandis que l’oxygène est le gaz qui est réduit et accepte des électrons, formant des ions . Les électrons se déplacent du côté de la pile ayant de l’hydrogène vers le côté de la pile ayant de l’oxygène.

La réponse correcte est donc A, hydrogène.

Exemple 4: Classification des piles à combustible à hydrogène

Dans les piles à hydrogène, une charge électrique peut être générée en continu.

À quel type de cellule électrochimique correspond une pile à hydrogène ?
1. Cellule galvanique
2. Cellule électrolytique
Pourquoi une pile à combustible ne se décharge-t-elle et ne s’épuise-t-elle pas comme les piles jetables, telles que la pile au mercure ?
1. Les piles à combustible sont très efficaces pour fonctionner dans la plupart des appareils.
2. L’eau produite est décomposée et réutilisée.
3. Elle a un approvisionnement continu en combustible.
4. Elle est rechargée par l’appareil lors de son fonctionnement.
5. L’hydrogène et l’oxygène n’ayant pas réagi sont recyclés.

Réponse

Partie 1

Une cellule électrolytique est une cellule électrochimique qui transforme l’énergie électrique en énergie chimique. Un système de galvanoplastie en est un exemple, où une batterie alimente la formation d’un métal solide à partir d’une solution. Une cellule galvanique (ou voltaïque) est une cellule électrochimique qui transforme l’énergie chimique en énergie électrique. Les cellules galvaniques incluent les batteries et les piles, qui exploitent des réactions redox spontanées pour alimenter des appareils électriques.

Une pile à combustible à hydrogène prend l’énergie chimique de l’hydrogène gazeux et la transforme en énergie électrique. La réponse correcte est le choix A, une cellule galvanique.

Partie 2

Cette question nous demande d’identifier la raison pour laquelle les piles à hydrogène ne s’épuisent pas. Notez que beaucoup de ces choix de réponse sont des affirmations vraies mais peuvent ne pas être la raison spécifique pour laquelle la pile à combustible fournit une puissance continue.

Tout d’abord, la réponse D est incorrecte. Certaines batteries se rechargent, comme celles des voitures électriques, mais une pile à hydrogène est une pile primaire et ne se recharge pas.

Ensuite, la réponse A est incorrecte. Les piles à combustible peuvent être efficaces, mais les sources d’énergie efficaces s’épuisent aussi.

La réponse E est également incorrecte. Le recyclage des matériaux allongera la durée de production de l’énergie, mais même les matériaux recyclés finiront par s’épuiser.

La réponse B est aussi incorrecte. Bien que certains processus permettent de décomposer l’eau en hydrogène et oxygène gazeux, ces processus ne se produisent pas dans la pile à combustible pour approvisionner celle-ci en réactifs.

La réponse correcte est le choix C : elle a un approvisionnement continu en combustible. En ajoutant plus d’hydrogène gazeux à la pile à combustible, on peut s’assurer qu’elle produira de l’énergie jusqu’à épuisement de l’hydrogène, et il suffira alors simplement d’ajouter de nouveau de l’hydrogène.

La tension ou la différence de potentiel électrique trouvée dans une pile est aussi appelée le « potentiel de la cellule ». On peut calculer le potentiel de la cellule en déterminant la différence entre les deux potentiels d’électrode.

Définition : Potentiel standard de la cellule

Le potentiel standard d’une cellule est la différence de potentiel électrique qui existe entre deux demi-piles dans les conditions normales (solutions de concentration 1 mol/L, gaz avec pression de 1 atm, et généralement une température de ).

Définition : Potentiel standard d’oxydoréduction

Le potentiel standard d’oxydoréduction est la différence de potentiel entre l’électrode standard à hydrogène et une demi-pile, dans des conditions standard définies (solutions de concentration 1 mol/L, gaz à pression de 1 atm, et généralement une température de ) ; un potentiel d’oxydoréduction plus positif reflète une plus grande tendance à accepter des électrons.

Toute anode donne des électrons et toute cathode accepte des électrons, mais toutes les anodes et cathodes ne le feront pas avec la même intensité. Une réaction d’oxydation qui se produit très facilement à l’anode aura un potentiel d’oxydoréduction très négatif, ce qui signifie que les électrons partiront facilement. De l’autre côté, une réaction de réduction qui se produit très facilement à la cathode aura un potentiel d’oxydoréduction très positif.

Si tous les autres paramètres restent inchangés, une grande différence dans les potentiels d’oxydoréduction implique une tension importante avec de nombreux électrons de haute énergie quittant la pile à tout moment. Une petite différence dans les potentiels d’oxydoréduction implique une faible tension et donc un courant électrique plus faible. Observez comment une balle roule d'un état d'énergie potentielle élevée au sommet d'une colline vers un état d'énergie potentielle faible au bas de la colline ; les électrons se déplacent de leur position instable de haute énergie à l'anode vers une position plus stable de basse énergie à la cathode. Il convient de noter que la conductivité du fil affecte également la force du courant, mais une discussion sur la conductivité dépasse le cadre de cette fiche explicative.

Dans la pile à hydrogène, lorsque l’électrolyte est une solution d’acide sulfurique, voici la demi-réaction se produisant à la cathode, cette fois dans des conditions acides, avec un potentiel d’oxydoréduction de :

D’autre part, l’oxydation de l’hydrogène a un potentiel d’oxydoréduction de 0 V :

Ce potentiel d’oxydoréduction est 0 V, mais cela ne signifie pas qu’aucune force électrique n’agit sur les électrons. L’oxydation de l’hydrogène a été choisie arbitrairement pour être le point de référence de zéro sur l’échelle des potentiels relatifs des électrodes.

La tension totale de la pile, qui est le potentiel standard de la cellule, peut être calculée comme une différence entre les deux potentiels d’oxydoréduction :

Les électrons vont circuler de l’électrode ayant un potentiel d’oxydoréduction plus faible (l’anode) vers l’électrode ayant un potentiel de réduction plus élevé (la cathode). Plus la différence de potentiel d’oxydoréduction est grande, plus le potentiel de la cellule est élevé, et plus les électrons transporteront d’énergie dans le circuit.

Équation : Calcul du potentiel d’une pile

Le potentiel d’une pile est la différence entre les potentiels d’oxydoréduction de la cathode et de l’anode, comme l’indique l’équation suivante :

Résumons ce qui a été appris dans cette fiche explicative.

Points clés

Une pile primaire est une pile non rechargeable qui produit de l’énergie électrique à partir de réactions chimiques.
Les réactions chimiques dans les piles à combustible primaires sont des réactions redox où les électrons sont transférés d’une espèce à l’autre.
Dans une pile au mercure, l’oxyde de mercure est réduit et le zinc est oxydé, pour générer un flux d’électrons à travers le circuit.
La pile à combustible est un type spécifique de pile dont les réactifs peuvent être réapprovisionnés afin de fournir une source d’énergie continue.
Dans une pile à hydrogène, l’hydrogène gazeux est oxydé et l’oxygène gazeux est réduit pour produire un courant électrique. Les seuls déchets sont la chaleur et l’eau.
L’électrolyte dans une pile à hydrogène peut être acide ou alcalin ; cependant, dans les deux cas, le potentiel de la cellule est égal à V.