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Fiche explicative de la leçon : Cellules galvaniques secondaires Chimie

Dans cette fiche explicative, nous allons apprendre à décrire des cellules secondaires et à expliquer comment elles peuvent être rechargées.

Les cellules galvaniques sont un type de cellules électrochimiques qui génère une différence de potentiel à l'aide d'une réaction d'oxydoréduction spontanée. Elles peuvent être classées en deux variétés, soit les cellules galvaniques primaires et les cellules galvaniques secondaires. Dans cette fiche explicative, nous nous concentrerons sur les cellules galvaniques secondaires.

Définition : Cellule galvanique secondaire

Une cellule galvanique secondaire est un type de cellule électrochimique qui peut être utilisée à la fois comme une cellule galvanique et comme une cellule électrolytique.

Alors que les cellules primaires sont à usage unique, les cellules secondaires peuvent être rechargées. Cela signifie que la cellule peut être utilisée à la fois comme une cellule galvanique au cours de sa décharge et comme une cellule électrolytique au cours de sa recharge. Un exemple courant est une batterie de voiture qui peut agir comme une cellule galvanique lorsqu’elle alimente un démarreur et comme une cellule électrolytique lorsqu’elle est rechargée par l’alternateur de la voiture.

Définition : Décharge

La décharge se produit lorsqu’une batterie ou une cellule galvanique alimente un dispositif externe en générant des électrons à l'aide d'une réaction d'oxydoréduction.

Cette double utilisation de la cellule est à l'origine du principe des piles rechargeables, qui exigent qu’un courant continu externe soit appliqué à la pile pour que la recharge se produise. Le courant continu (CC) est appliqué dans le sens opposé au flux de courant qui se produit au cours du processus de décharge. Par conséquent, la réaction d'oxydoréduction des produits chimiques dans la pile se déroule dans le sens inverse, ce qui régénère les produits chimiques utilisés par la réaction initiale.

Définition : Recharge

La recharge se produit lorsqu’un courant externe est appliqué pour inverser la décharge et convertir l’énergie électrique en énergie chimique.

Nous allons maintenant approfondir notre compréhension des cellules secondaires en étudiant deux exemples, soit la batterie au plomb et la batterie lithium-ion.

La batterie d’accumulateurs au plomb-acide se retrouve sous la plupart des capots de voiture et est utilisée pour alimenter les phares et le système d’allumage. Elle est également utilisée comme source de courant d'urgence lorsque le moteur ne fonctionne pas correctement. La batterie d’accumulateurs au plomb-acide est communément appelée « batterie de voiture » et se compose généralement de six cellules de +2,05 V chacune qui sont connectées en série pour former une batterie ayant un potentiel de cellule total d’environ 12 V.

De nombreux constructeurs automobiles ont ajusté la conception des batteries de voiture afin d'en optimiser la performance, mais elles ont toutes essentiellement la même structure. L’anode et la cathode sont généralement fabriquées à partir de plaques métalliques en plomb. Ces plaques ont une structure en grilles, ce qui permet de les remplir avec du plomb spongieux à l’anode et du dioxyde de plomb(IV) à la cathode.

Définition : Plomb spongieux

Il s'agit d'une forme de plomb métallique divisé finement et comprimé qui est utilisé dans les électrodes de certaines cellules secondaires.

Des séparateurs de plaques sont souvent ajoutés afin d'empêcher l’anode et la cathode de se toucher. L’électrolyte dans cette cellule est l'acide sulfurique dilué, HSO24. Il y a six cellules au total et elles sont toutes emballées dans du caoutchouc et/ou du plastique, tel que du polystyrène, afin d'isoler la batterie du reste de la voiture. Voici une illustration d’un exemple typique de batterie au plomb.

Nous pouvons mieux comprendre la chimie des cellules électrochimiques en examinant les demi-équations qui se produisent à chaque électrode. Il existe différentes versions de ces demi-équations, mais elles se traduisent toutes par la même équation globale finale pour la décharge d'une batterie au plomb.

À l’anode, l'oxydation se produit au cours de la décharge:Pb()+HSO()PbSO()+2H()+2esaqsaq244+ avec un potentiel standard d’électrode de +0,36 V.

À la cathode, la réduction du dioxyde de plomb(IV) se produit au cours de la décharge:PbO()+HSO()+2H()+2ePbSO()+2HO()224+42saqaqsl avec un potentiel standard d’électrode de +1,69 V.

En combinant ces deux demi-équations, nous obtenons l’équation globale de la cellule lorsqu'une batterie au plomb se comporte comme une cellule galvanique Pb()+PbO()+2HSO()2PbSO()+2HO()ssaqsl22442

Nous sommes en mesure de calculer le potentiel standard de la cellule de la façon suivante:𝐸=𝐸+𝐸=+1,69+0,36=+2,05.celluleréd;cathodeoxy;anodeV

Exemple 1: Comprendre pourquoi aucun pont salin n’est nécessaire dans les batteries au plomb

Pourquoi les batteries au plomb ne nécessitent-elles pas de pont salin, de séparateur poreux ou autre équivalent?

  1. Les cellules galvaniques secondaires n’ont pas besoin de ponts salin.
  2. Le boîtier de la batterie se comporte comme un pont salin, complétant ainsi le circuit.
  3. Les atomes et les ions de plomb sont trop gros pour être désorbés des électrodes.
  4. Un séparateur poreux empêcherait la recharge de la batterie.
  5. Les deux demi-cellules utilisent le même électrolyte.

Réponse

Une batterie plomb-acide est une cellule galvanique secondaire commune utilisée dans de nombreuses voitures pour alimenter les systèmes électriques.

Bien que la construction de ces batteries puisse varier d'un fabricant à l'autre, elles comportent toutes un ensemble de composants similaires. Dans une batterie au plomb, l'anode et la cathode sont généralement constituées de plomb. Le plomb a la forme d'une gaufre qui permet à une autre forme de plomb, appelée plomb spongieux, de remplir les espaces.

À l'anode, on assiste à une réaction d'oxydation entre le plomb et l'acide sulfurique. Pb()+HSO()PbSO()+2H()+2esaqsaq244+

À la cathode, une réaction de réduction a lieu, qui nécessite à nouveau de l'acide sulfurique. PbO()+HSO()+2H()+2ePbSO()+2HO()224+42saqaqsl

Ces deux réactions se déroulent avec le même électrolyte d'acide sulfurique. Les électrodes n'ont pas besoin d'être complètement séparées l'une de l'autre, et l'électrolyte circule autour des deux jeux d'électrodes.

À partir de ces informations, nous pouvons constater que la bonne réponse est E:les deux demi-cellules utilisent le même électrolyte.

Bien que nous considérions les batteries au plomb comme étant rechargeables dans la plupart des applications pratiques, leur capacité à accepter une charge diminue au fil du temps et elles doivent éventuellement être remplacées.

Comme nous l’avons observé dans l’équation chimique globale précédente, du sulfate de plomb est produit au cours de la réaction de décharge. Ce sulfate de plomb se forme d’abord à l’état amorphe et se retransforme facilement en plomb, en dioxyde de plomb et en acide sulfurique lorsque la réaction est inversée par un courant externe. Cependant, au fil du temps, de petites quantités de ce sulfate de plomb se transforment en une forme cristalline plus stable, ce qui réduit la quantité de matière pouvant participer à la réaction d’oxydoréduction.

Nous pouvons mesurer indirectement l'étendue de ce phénomène dans une batterie de voiture usée à l’aide d’un instrument appelé hydromètre.

Définition : Hydromètre

Un hydromètre mesure la densité relative des liquides et possède généralement une échelle pouvant mesurer la densité d’une substance comme l’acide sulfurique.

Tel qu'indiqué précédemment, différentes batteries auront des valeurs différentes, mais à titre d’exemple, une batterie au plomb complètement chargée peut avoir une densité allant de 1,28 à 1,30. Si la masse volumique de l’acide dans cette batterie devait descendre en bas de 1,20, elle devrait alors être rechargée.

La figure suivante montre comment un hydromètre peut être utilisé pour mesurer la densité relative de l’acide sulfurique dans une batterie de voiture.

eau distillée

Exemple 2: Identifier quand et comment mesurer la charge dans une batterie au plomb

Deux batteries de remplacement, au plomb, qui ont été légèrement utilisées, sont comparées avant d’être installées dans une voiture de collection. La batterie A a une densité de 1,25, alors que la batterie B a une densité de 1,19.

  1. Quel est le nom de l’instrument scientifique utilisé pour mesurer la densité de l’acide sulfurique dans les batteries au plomb utilisées dans les voitures?
    1. l'hydromètre
    2. l'eudiomètre
    3. le gravimètre
    4. le manomètre
    5. le dynamomètre
  2. Quelle batterie est la plus proche d’être complètement chargée?
    1. la batterie A
    2. la batterie B
  3. Dans quelle batterie la concentration en acide sulfurique est-elle inférieure?
    1. la batterie B
    2. la batterie A

Réponse

Partie 1

Nous avons besoin d’un instrument spécifique pour mesurer la densité de l’acide sulfurique dans une batterie au plomb. Un hydromètre mesure la densité relative des liquides et possède une échelle pour mesurer la densité dans le cadre de cette utilisation spécifique.

Par souci de clarté, les eudiomètres mesurent le volume des gaz, les gravimètres mesurent le champ de pesanteur, les manomètres mesurent la pression d’air et les dynamomètres mesurent le couple ou la force.

Partie 2

Lorsqu’une batterie est presque complètement chargée, sa densité sera plus grande, car sa concentration en acide sulfurique sera plus élevée. L’acide sulfurique est très concentré, car la réaction de décharge d’une batterie au plomb implique que le plomb, l’oxyde de plomb(IV) et l’acide sulfurique réagissent ensemble. Par conséquent, la batterie A, et donc le choix A est le bon.

Partie 3

Tel qu'indiqué précédemment, si une batterie a une densité plus faible, davantage d’acide sulfurique a été utilisé;par conséquent, sa concentration sera faible, et la batterie B, donc le choix A, est approprié pour cette partie de la question.

Un courant électrique continu est appliqué aux deux pôles d’une batterie au plomb lorsqu’elle est rechargée par un chargeur de batterie externe. La tension électrique appliquée doit être légèrement supérieure à celle que la batterie est capable de produire lorsqu’elle fonctionne comme une cellule galvanique. Ceci a pour effet de forcer la réaction chimique à se produire dans le sens inverse, comme nous pouvons le constater dans l’équation suivante:2PbSO()+2HO()Pb()+PbO()+2HSO()42224slssaq

Le plomb à l’anode, l’oxyde de plomb(IV) à la cathode et l’électrolyte d’acide sulfurique en solution aqueuse sont régénérés. Le même effet global de recharge est obtenu en utilisant un alternateur, également connu dans certains pays sous le nom de dynamo, qui recharge la batterie petit à petit pendant le mouvement par les mêmes mécanismes.

La batterie lithium-ion est la prochaine cellule secondaire que nous examinerons dans cette fiche explicative.

Cette batterie rechargeable commune se retrouve dans de nombreux appareils électroniques portables, tels que les téléphones cellulaires et les ordinateurs portables.

Il existe différents types de batteries lithium-ion. La plupart d'entre elles sont relativement légères, ont une longue durée de vie et peuvent stocker de grandes quantités d’énergie.

Les cathodes des batteries lithium-ion sont souvent fabriquées à partir de composé d’oxyde de cobalt-lithium (LiCoO)2. L’anode est fabriquée à partir de lithium-graphite (LiC)6. Un isolateur en plastique sépare les deux électrodes, mais il ne limite pas le mouvement des ions lithium. L’électrolyte est de l’hexafluorophosphate de lithium liquide (LiPF)6 qui recouvre les deux électrodes et le séparateur.

De façon similaire à toutes les cellules secondaires, la polarité des électrodes s’inverse selon qu'elle fonctionne comme une cellule galvanique qui se décharge ou comme une cellule électrolytique qui se recharge.

La figure suivante illustre la structure typique d’une batterie lithium-ion. Cette figure peut également être utile pour comprendre la sens du mouvement des ions et des électrons au cours de la décharge.

Les réactions suivantes se produisent au cours de la décharge. Le lithium-graphite se sépare en graphite, en ions lithium et en électrons à l’anode:LiC()C()+Li()+e66+ssaq

Du dioxyde de cobalt-lithium se forme à la cathode:CoO()+Li()+eLiCoO()2+2saqs

La réaction globale pour la décharge d’une batterie lithium-ion est donc LiC()+CoO()C()+LiCoO()6262ssss

Les réactions inverses se produisent au cours du processus de recharge.

Le graphite et les ions lithium régénèrent le composé de lithium-graphite à la cathode:C()+Li()+eLiC()6+6saqs

Le dioxyde de cobalt-lithium est décomposé en CoO2 à l’anode et cette réaction libère des ions Li+ et des électrons:LiCoO()CoO()+Li()+e22+ssaq

La réaction chimique globale pour la recharge d’une batterie lithium-ion est C()+LiCoO()LiC()+CoO()6262ssss

Bien que les tensions électriques varient en fonction de la fabrication exacte de la cellule, la force électromotrice (f.é.m.) typique pour une batterie lithium-ion est de +3 V.

Exemple 3: Décrire le mouvement des ions lithium au cours de la décharge des batteries lithium-ion

Laquelle des affirmations suivantes décrit correctement le mouvement des ions lithium lors de la décharge d’une batterie lithium-ion?

  1. de l’électrode positive en graphite à l’électrode négative où ils forment un composé de lithium
  2. de l’électrode négative comprenant un composé de lithium à l’électrode positive en graphite
  3. de l’électrode positive comprenant un composé de lithium à l’électrode négative en graphite
  4. de l’électrode négative en graphite à l’électrode positive où ils forment un composé de lithium

Réponse

Les réactions qui se produisent à l’intérieur d’une batterie lithium-ion sont des réactions réversibles dont le sens dépend du fait que la batterie soit en train de se décharger ou de se recharger.

Au cours du processus de décharge, le lithium-graphite est séparé en graphite, en ions lithium et en électrons:LiC()C()+Li()+e66+ssaq

Les électrons traversent le circuit jusqu’à la cathode où ils se combinent avec l’oxyde de cobalt et les ions lithium pour former du dioxyde de cobalt-lithium:CoO()+Li()+eLiCoO()2+2saqs

Au cours de la décharge, la batterie se comporte comme une cellule galvanique dans laquelle les ions lithium partent de l’anode négative en graphite et finissent à la cathode positive en oxyde de cobalt.

Par conséquent, D est la bonne réponse.

Résumons maintenant ce que nous avons appris dans cette fiche explicative.

Points clés

  • Les cellules secondaires sont différentes des cellules primaires en raison du fait qu’elles peuvent être rechargées.
  • Lorsqu’une cellule secondaire se décharge, elle se comporte comme une cellule galvanique.
  • Lorsqu’une cellule secondaire se recharge, elle se comporte comme une cellule électrolytique.
  • Une batterie d’accumulateurs au plomb-acide est constituée d’électrodes métalliques contenant du plomb spongieux à l’anode et du dioxyde de plomb(IV) à la cathode.
  • L’électrolyte utilisé dans une batterie au plomb est l’acide sulfurique.
  • La réaction globale pour la décharge d’une batterie au plomb est Pb()+PbO()+2HSO()2PbSO()+2HO()ssaqsl22442; cette réaction est toutefois inversée lors de la recharge.
  • Les hydromètres sont utilisés pour mesurer la densité de l’acide sulfurique à l’intérieur des batteries au plomb afin de déterminer la charge restante.
  • Les batteries lithium-ion sont une forme courante de cellules secondaires que l'on retrouve dans les téléphones cellulaires et les ordinateurs portables.
  • Au cours de la décharge, le lithium-graphite se sépare en ions lithium et en graphite afin de fournir une source d’ions.
  • La cathode d’une batterie lithium-ion est souvent fabriquée avec du dioxyde de cobalt-lithium (LiCoO)2.
  • La réaction globale d’une batterie lithium-ion typique au cours de sa décharge est LiC()+CoO()C()+LiCoO()6262ssss; cette réaction est inversée au cours de la recharge.

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