Les Piles Électrochimiques
Contexte : La Pile ÉlectrochimiqueUn dispositif qui convertit l'énergie chimique stockée en énergie électrique, grâce à une réaction d'oxydoréduction spontanée..
Les piles, comme celles de vos télécommandes ou de vos téléphones, sont des objets du quotidien. Mais comment fonctionnent-elles ? Elles sont le siège d'une transformation chimique fascinante appelée oxydoréductionUne réaction chimique impliquant un transfert d'électrons entre deux espèces. L'une perd des électrons (oxydation) et l'autre en gagne (réduction)., qui convertit l'énergie chimique en énergie électrique. Dans cet exercice, nous allons disséquer le fonctionnement d'une pile classique : la pile Daniell, qui utilise du zinc et du cuivre.
Remarque Pédagogique : Cet exercice vous apprendra à identifier les composants clés d'une pile (anode, cathode), à écrire les équations chimiques qui s'y produisent et à comprendre comment le courant est généré.
Objectifs Pédagogiques
- Identifier l'anode (pôle -) et la cathode (pôle +) d'une pile.
- Écrire les demi-équations d'oxydation et de réduction aux électrodes.
- Comprendre le rôle essentiel du pont salin.
- Écrire l'équation-bilan de la réaction de fonctionnement de la pile.
Données de l'étude
Fiche Technique du Matériel
| Caractéristique | Valeur |
|---|---|
| Demi-pile 1 (Gauche) | Lame de Zinc (Zn) plongeant dans une solution de sulfate de zinc (Zn²⁺ + SO₄²⁻) |
| Demi-pile 2 (Droite) | Lame de Cuivre (Cu) plongeant dans une solution de sulfate de cuivre (Cu²⁺ + SO₄²⁻) |
| Liaison solutions | Pont salin imbibé de nitrate de potassium (K⁺ + NO₃⁻) |
| Liaison électrodes | Fils conducteurs et un voltmètre |
Schéma de la Pile Daniell (Zinc-Cuivre)
| Couple Oxydant/Réducteur | Classement (Réducteur le + fort) |
|---|---|
| Zn²⁺ / Zn | Zn est plus réducteur que Cu |
| Cu²⁺ / Cu |
Questions à traiter
- En utilisant le classement des couples, quel métal (Zinc ou Cuivre) est le plus réducteur ?
- Identifier l'électrode qui subit l'oxydation et celle qui subit la réduction. En déduire quelle électrode est l'anode (pôle –) et quelle est la cathode (pôle +).
- Écrire la demi-équation d'oxydation qui se produit à l'anode.
- Écrire la demi-équation de réduction qui se produit à la cathode.
- Écrire l'équation-bilan du fonctionnement de la pile.
- Expliquer le rôle du pont salin et indiquer le sens de déplacement des ions K⁺ et NO₃⁻.
Les bases sur l'Oxydoréduction
Pour comprendre une pile, il faut maîtriser les réactions d'oxydoréduction, qui impliquent un transfert d'électrons.
1. Oxydation et Réduction
Une oxydationUne réaction chimique au cours de laquelle une espèce (le réducteur) perd un ou plusieurs électrons. est une perte d'électrons. L'espèce qui perd des électrons est le réducteur.
Une réductionUne réaction chimique au cours de laquelle une espèce (l'oxydant) gagne un ou plusieurs électrons. est un gain d'électrons. L'espèce qui gagne des électrons est l'oxydant.
2. Anode et Cathode (Moyen mnémonique)
Pour retenir où se produisent les réactions, on peut utiliser "CAR EAU" :
- CAthode : Siège de la Réduction.
- Anode : Siège de l'Oxydation.
Correction : Les Piles Électrochimiques
Question 1 : Quel métal est le plus réducteur ?
Principe
Le réducteur le plus fort est l'espèce chimique qui a le plus tendance à perdre des électrons (c'est-à-dire à s'oxyder). On identifie le réducteur le plus fort en utilisant le classement fourni dans les données de l'exercice.
Mini-Cours
Force des réducteurs/oxydants : Dans un couple Oxydant/Réducteur (Ox/Red), l'oxydant est l'espèce capable de gagner des électrons, et le réducteur est celle capable d'en perdre. Certains réducteurs perdent leurs électrons plus facilement que d'autres : on dit qu'ils sont plus forts. De même, certains oxydants captent les électrons plus facilement : ils sont plus forts. Une réaction d'oxydoréduction spontanée se produit entre le réducteur le plus fort d'un couple et l'oxydant le plus fort d'un autre couple.
Donnée(s)
Le tableau de l'énoncé nous indique explicitement que : "Zn est plus réducteur que Cu".
Réflexions
Puisque le zinc (Zn) est un meilleur réducteur que le cuivre (Cu), cela signifie que le zinc va spontanément s'oxyder (perdre des électrons) en présence de l'oxydant du couple cuivre, c'est-à-dire l'ion Cu²⁺. L'ion Cu²⁺ va donc se réduire (gagner des électrons). C'est cette différence de "force réductrice" qui est le moteur de la pile.
Points de vigilance
Attention à ne pas confondre réducteur et oxydant. Dans le couple Zn²⁺/Zn, Zn²⁺ est l'oxydant et Zn est le réducteur. La question porte sur la force des *métaux* (les réducteurs Zn et Cu). Ne pas comparer Zn avec Cu²⁺.
Résultat Final
A vous de jouer
Un clou en fer (Fe) de 5,6 g est oxydé en ions Fe²⁺. Combien de moles de fer cela représente-t-il ? (Donnée : Masse molaire atomique du Fer, M(Fe) = 56 g/mol)
Question 2 : Identifier l'anode (pôle –) et la cathode (pôle +).
Principe
On utilise le moyen mnémonique "CAR EAU". L'oxydation (perte d'électrons) a lieu à l'anode. La réduction (gain d'électrons) a lieu à la cathode. Dans une pile (qui *fournit* du courant, c'est un générateur), l'anode est le pôle négatif (–) car elle libère des électrons, et la cathode est le pôle positif (+) car elle attire ces électrons.
Mini-Cours
Identification des électrodes et des pôles dans une pile :
1. Identifier le réducteur le plus fort (Zn ici). Il va subir l'oxydation.
2. L'oxydation a lieu à l'anode (moyen mnémotechnique A=O).
3. L'anode est le pôle négatif (–) dans une pile car elle est la source d'électrons qui sont "poussés" dans le circuit.
4. L'autre électrode (Cu ici) est donc la cathode.
5. À la cathode, c'est l'oxydant le plus fort (Cu²⁺) qui subit la réduction (moyen mnémotechnique C=R).
6. La cathode est le pôle positif (+) dans une pile car elle "attire" les électrons venant du circuit.
Réflexions
1. D'après Q1, le Zinc (Zn) est le plus réducteur, il va donc s'oxyder (perdre des e⁻).
2. L'oxydation a lieu à l'anode (selon "CAR EAU").
3. Donc, l'électrode de Zinc est l'anode.
4. Dans une pile, l'anode est le pôle (–) car elle est la source des électrons qui partent dans le circuit.
5. L'autre électrode, celle de Cuivre, est donc la cathode. C'est là que les électrons arrivent pour provoquer la réduction des ions Cu²⁺. La cathode est donc le pôle (+).
Points de vigilance
Ne pas confondre avec l'électrolyse ! Dans une électrolyse (où on *fournit* du courant pour forcer une réaction), les noms anode/cathode sont les mêmes (Anode=Oxydation, Cathode=Réduction), mais les polarités sont inversées (Anode +, Cathode –). Ici, c'est une pile, un générateur.
Résultat Final
L'électrode de Cuivre (Cu) est la cathode (pôle positif +).
A vous de jouer
Si 0,2 mol d'ions Cu²⁺ sont réduits en cuivre métal Cu à la cathode, combien de moles d'électrons (e⁻) sont consommées ? (Indice : regardez l'équation de réduction Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu)
Question 3 : Écrire la demi-équation d'oxydation à l'anode.
Principe
L'oxydation est une perte d'électrons. À l'anode, le métal Zinc (Zn), qui est le réducteur le plus fort, se transforme en ions zinc (Zn²⁺) en libérant des électrons (e⁻). La demi-équation doit représenter cette transformation en respectant la conservation des atomes et des charges.
Mini-Cours
Une demi-équation électronique d'oxydoréduction met en jeu un couple Oxydant/Réducteur (Ox/Red). L'oxydation correspond au passage du réducteur à l'oxydant : Red → Ox + n e⁻. Pour équilibrer, on s'assure d'avoir le même nombre d'atomes de chaque élément des deux côtés, puis on ajoute des électrons (e⁻) du côté de l'oxydant pour que la charge électrique totale soit la même des deux côtés.
Remarque Pédagogique
On part du couple Zn²⁺/Zn. L'oxydation transforme le réducteur (Zn) en oxydant (Zn²⁺). On écrit donc Zn → Zn²⁺. Ensuite, on équilibre les charges : à gauche, charge 0 ; à droite, charge +2. Il faut ajouter 2 charges négatives à droite pour obtenir 0. Ces charges négatives sont portées par les électrons. D'où Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻.
Normes
L'écriture conventionnelle place le réducteur à gauche pour une oxydation. Les états physiques (solide (s), aqueux (aq)) sont précisés pour clarifier où se trouvent les espèces.
Formule(s)
La forme générale d'une oxydation est :
Appliquée au couple Zn²⁺/Zn :
Hypothèses
On suppose que le zinc métallique est pur et que les ions formés se dissolvent complètement dans la solution aqueuse.
Donnée(s)
Le couple mis en jeu à l'anode est Zn²⁺/Zn. On sait que le zinc s'oxyde (Q1 & Q2).
Astuces
Vérifiez toujours l'équilibre des charges ! Charge totale à gauche = 0. Charge totale à droite = (+2) + (2 × -1) = +2 - 2 = 0. L'équation est bien équilibrée.
Schéma (Avant les calculs)
Le schéma représente l'électrode de zinc solide plongeant dans la solution. L'oxydation se produit à l'interface solide/liquide.
Oxydation à l'anode de Zinc (Processus)
Calcul(s)
L'écriture de la demi-équation est l'application directe des règles d'équilibrage :
Schéma (Après les calculs)
Le schéma illustre la conséquence de la demi-équation : la flèche rouge montre un atome de Zn quittant l'électrode (qui s'amincit légèrement) pour devenir un ion Zn²⁺ en solution, tandis que la flèche bleue montre les 2 électrons libérés partant vers le circuit externe.
Conséquence de l'Oxydation Anodique
Réflexions
Cette demi-équation est cruciale car elle montre la production d'électrons à l'anode. Ces électrons sont la source du courant électrique généré par la pile. Elle montre aussi que l'électrode de zinc est consommée au fur et à mesure que la pile fonctionne.
Points de vigilance
Ne pas inverser le sens de la réaction (Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn serait une réduction). S'assurer que les électrons sont bien du côté droit (produits) pour une oxydation.
Points à retenir
- L'oxydation est une perte d'électrons (e⁻ à droite).
- Elle a lieu à l'anode (pôle – dans une pile).
- Le réducteur (Zn) se transforme en son oxydant conjugué (Zn²⁺).
Le saviez-vous ?
Le zinc est souvent utilisé comme anode dans les piles (piles salines, alcalines) car c'est un métal relativement courant, peu coûteux et un bon réducteur. Il est aussi utilisé pour protéger l'acier de la corrosion (galvanisation), agissant comme une "anode sacrificielle".
FAQ
Questions fréquentes sur cette étape.
Résultat Final
A vous de jouer
Si 0,5 mol de Zinc (Zn) est oxydé à l'anode, combien de moles d'électrons (e⁻) sont produites ?
Mini Fiche Mémo
Oxydation Anodique (Zn) :
- Réducteur (Zn) → Oxydant (Zn²⁺) + Électrons (2e⁻).
Question 4 : Écrire la demi-équation de réduction à la cathode.
Principe
La réduction est un gain d'électrons. À la cathode (pôle +), les ions cuivre Cu²⁺ présents dans la solution (l'oxydant) captent les électrons arrivant du circuit externe et se transforment en cuivre métal Cu (le réducteur), qui se dépose sur l'électrode de cuivre.
Mini-Cours
La réduction correspond au passage de l'oxydant au réducteur : Ox + n e⁻ → Red. On équilibre d'abord les atomes, puis on ajoute des électrons (e⁻) du côté de l'oxydant pour équilibrer les charges.
Remarque Pédagogique
On part du couple Cu²⁺/Cu. La réduction transforme l'oxydant (Cu²⁺) en réducteur (Cu). On écrit donc Cu²⁺ → Cu. Pour équilibrer les charges : à gauche, charge +2 ; à droite, charge 0. Il faut ajouter 2 charges négatives à gauche. D'où Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu.
Normes
Conventionnellement, l'oxydant et les électrons sont à gauche pour une réduction. Les états physiques sont importants : l'ion Cu²⁺ est en solution (aq), le cuivre formé est solide (s).
Formule(s)
La forme générale d'une réduction est :
Appliquée au couple Cu²⁺/Cu :
Hypothèses
On suppose que les ions Cu²⁺ sont disponibles en solution près de l'électrode et que le cuivre formé adhère bien à l'électrode.
Donnée(s)
Le couple mis en jeu à la cathode est Cu²⁺/Cu. On sait que les ions cuivre se réduisent (Q1 & Q2).
Astuces
Vérification des charges : à gauche, (+2) + (2 × -1) = 0. À droite, 0. C'est équilibré. Souvenez-vous : réduction = gain d'électrons, donc les électrons sont "mangés" (à gauche).
Schéma (Avant les calculs)
Le schéma montre l'électrode de cuivre solide plongeant dans la solution bleue contenant les ions Cu²⁺. La réduction se produit à l'interface.
Réduction à la cathode de Cuivre (Processus)
Calcul(s)
L'équilibrage de la demi-réaction pour le couple Cu²⁺/Cu donne :
Schéma (Après les calculs)
Le schéma illustre la conséquence de la demi-équation : la flèche bleue montre les 2 électrons arrivant du circuit sur l'électrode, la flèche verte montre un ion Cu²⁺ de la solution venant capter ces électrons et se déposer sous forme de Cu solide, faisant épaissir l'électrode.
Conséquence de la Réduction Cathodique
Réflexions
Cette demi-équation explique pourquoi l'électrode de cuivre grossit (dépôt de métal) et pourquoi la solution de sulfate de cuivre perd sa couleur bleue (due aux ions Cu²⁺) lorsque la pile fonctionne. C'est la consommation des électrons produits à l'anode.
Points de vigilance
Assurez-vous que les électrons (e⁻) sont du côté des réactifs (à gauche de la flèche) pour une réduction. Vérifiez l'équilibre des charges.
Points à retenir
- La réduction est un gain d'électrons (e⁻ à gauche).
- Elle a lieu à la cathode (pôle + dans une pile).
- L'oxydant (Cu²⁺) se transforme en son réducteur conjugué (Cu).
Le saviez-vous ?
La couleur bleue caractéristique des solutions de sulfate de cuivre est due à la présence des ions cuivre hydratés Cu²⁺(aq). Lorsque ces ions disparaissent par réduction, la solution devient incolore.
FAQ
Questions fréquentes sur cette étape.
Résultat Final
A vous de jouer
On mélange 0,3 mol d'ions Cu²⁺ et 0,2 mol de Zinc (Zn). En supposant que la réaction est totale (selon l'équation bilan de la Q5), quel est l'avancement maximal $x_{\text{max}}$ (en mol) ?
Mini Fiche Mémo
Réduction Cathodique (Cu) :
- Oxydant (Cu²⁺) + Électrons (2e⁻) → Réducteur (Cu).
Question 5 : Écrire l'équation-bilan du fonctionnement de la pile.
Principe
L'équation-bilan représente la réaction chimique globale qui se produit dans la pile lorsque l'oxydation et la réduction ont lieu simultanément. On l'obtient en combinant les deux demi-équations de manière à ce que le nombre d'électrons perdus par le réducteur soit égal au nombre d'électrons gagnés par l'oxydant. Les électrons, qui sont échangés, ne doivent plus apparaître dans l'équation finale.
Mini-Cours
Pour obtenir l'équation bilan d'une réaction d'oxydoréduction :
1. Écrire la demi-équation d'oxydation : Red₁ → Ox₁ + n₁ e⁻
2. Écrire la demi-équation de réduction : Ox₂ + n₂ e⁻ → Red₂
3. Trouver le plus petit multiple commun (PPCM) de n₁ et n₂. Multiplier chaque demi-équation par un coefficient tel que le nombre d'électrons échangés soit égal au PPCM.
4. Additionner les deux demi-équations modifiées.
5. Simplifier les électrons (ils doivent disparaître) et éventuellement d'autres espèces présentes des deux côtés.
Remarque Pédagogique
Ici, la demi-équation d'oxydation (Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻) implique n₁ = 2 électrons. La demi-équation de réduction (Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu) implique n₂ = 2 électrons. Comme n₁ = n₂ = 2, le nombre d'électrons est déjà équilibré. On peut donc additionner directement les deux équations sans les multiplier.
Normes
L'équation bilan doit être équilibrée en termes d'atomes (chaque type d'atome doit être présent en même quantité des deux côtés) et en termes de charges (la charge électrique totale doit être la même des deux côtés).
Formule(s)
Demi-équation d'oxydation (Anode)
Demi-équation de réduction (Cathode)
Hypothèses
On suppose que la réaction se fait selon la stœchiométrie indiquée par les demi-équations et qu'il n'y a pas de réactions secondaires parasites.
Donnée(s)
Les deux demi-équations établies précédemment (Q3 et Q4).
Astuces
Écrivez les deux demi-équations l'une sous l'autre, puis tracez un trait comme pour une addition. Additionnez tout ce qui est à gauche des flèches, puis tout ce qui est à droite. Ensuite, barrez les électrons des deux côtés.
Schéma
Le schéma global de la pile Daniell illustre le contexte où cette réaction bilan a lieu, avec les deux demi-piles reliées.
Pile Daniell (avant sommation)
Calcul(s)
On additionne membre à membre les deux demi-équations, car le nombre d'électrons échangés (2) est le même dans les deux cas :
Après simplification des électrons qui apparaissent des deux côtés :
Schéma (Après les calculs)
Ce schéma simplifié représente la transformation globale décrite par l'équation bilan : le zinc solide et les ions cuivre disparaissent pour former des ions zinc et du cuivre solide.
Schéma Bilan de la Réaction
Réflexions
Cette équation-bilan montre les transformations nettes de matière dans la pile. Les réactifs (Zn et Cu²⁺) sont consommés, tandis que les produits (Zn²⁺ et Cu) sont formés. C'est cette transformation chimique spontanée qui libère l'énergie convertie en électricité.
Points de vigilance
Ne pas oublier de vérifier que l'équation finale est bien équilibrée : 1 atome de Zn de chaque côté, 1 atome de Cu de chaque côté. La charge totale est aussi équilibrée : à gauche, 0 + (+2) = +2 ; à droite, (+2) + 0 = +2.
Points à retenir
- L'équation bilan est la somme des demi-équations d'oxydation et de réduction.
- Les électrons doivent s'annuler lors de la somme.
- Elle représente la réaction chimique globale responsable du fonctionnement de la pile.
Le saviez-vous ?
La tension mesurée aux bornes de la pile Daniell dans des conditions standard (concentrations de 1 mol/L, température de 25°C) est d'environ 1,10 Volt. Cette tension dépend des potentiels d'électrode des deux couples mis en jeu.
FAQ
Questions fréquentes sur cette étape.
Résultat Final
A vous de jouer
Si 0,1 mol d'anions (NO₃⁻) se déplacent du pont salin vers l'anode, combien de moles de cations (K⁺) doivent se déplacer vers la cathode pour maintenir la neutralité globale ?
Mini Fiche Mémo
Équation Bilan (Zn/Cu) :
- Somme (Oxydation Zn) + (Réduction Cu²⁺).
- Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu.
- Transfert de 2 électrons (implicite).
Question 6 : Rôle du pont salin et sens de déplacement des ions.
Principe
La pile est constituée de deux circuits : un circuit externe (les fils) où circulent les électrons, et un circuit interne (les solutions + pont salin) où circulent les ions. Le pont salinUne connexion remplie d'un électrolyte (sel) qui relie les deux demi-piles. Il permet aux ions de circuler pour maintenir la neutralité électrique. a deux rôles : 1. Fermer le circuit électrique en permettant le passage du courant *à l'intérieur* de la pile. 2. Maintenir la neutralité électrique dans chaque bécher en compensant les excès ou déficits de charges créés par les réactions aux électrodes.
Mini-Cours
Fonctionnement détaillé du pont salin :
- Fermeture du circuit : Les électrons circulent dans les fils (circuit externe). Pour que le courant circule en continu, il faut une boucle fermée. Le pont salin, en permettant le mouvement des ions entre les deux solutions, assure la continuité du passage du courant à l'intérieur de la pile (circuit interne).
- Maintien de l'électroneutralité :
- À l'anode (-), l'oxydation (Zn → Zn²⁺ + 2e⁻) crée des ions positifs (Zn²⁺). Sans compensation, la solution deviendrait positive et repousserait d'autres Zn²⁺, arrêtant la réaction. Le pont salin envoie donc des anions (ions −, comme NO₃⁻) vers l'anode pour neutraliser cet excès de charges positives.
- À la cathode (+), la réduction (Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu) consomme des ions positifs (Cu²⁺). Sans compensation, la solution deviendrait négative (à cause des ions SO₄²⁻ restants) et repousserait les électrons arrivant, arrêtant la réaction. Le pont salin envoie donc des cations (ions +, comme K⁺) vers la cathode pour compenser ce déficit de charges positives.
Remarque Pédagogique
Imaginez que chaque bécher doit rester neutre. Si on crée des ions + à l'anode, il faut soit faire partir des ions +, soit faire venir des ions –. Le pont salin apporte des ions – (NO₃⁻). Si on consomme des ions + à la cathode, il faut soit faire venir des ions +, soit faire partir des ions –. Le pont salin apporte des ions + (K⁺).
Hypothèses
On suppose que le pont salin est correctement imbibé d'un électrolyte inerte (qui ne réagit pas) et suffisamment concentré pour assurer une bonne conduction ionique.
Donnée(s)
Pont salin contenant K⁺ et NO₃⁻. Création de Zn²⁺ à l'anode, consommation de Cu²⁺ à la cathode.
Astuces
Retenez l'acronyme simple :
- Les Anions (NO₃⁻) vont vers l'Anode (Zn).
- Les Cations (K⁺) vont vers la Cathode (Cu).
Schéma
Ce schéma détaille le rôle du pont salin en montrant explicitement la migration des anions (NO₃⁻) vers l'anode et des cations (K⁺) vers la cathode pour maintenir l'électroneutralité des solutions.
Flux des ions dans le pont salin
Réflexions
Le pont salin est essentiel au fonctionnement continu de la pile. Sans lui, l'accumulation de charges stopperait la réaction très rapidement (en une fraction de seconde). Il complète le circuit en permettant le déplacement des ions, assurant ainsi la circulation globale du courant électrique (flux d'électrons dans les fils, flux d'ions dans les solutions et le pont).
Points de vigilance
Bien distinguer le rôle du pont salin (transport d'ions, neutralité) de celui des fils conducteurs (transport d'électrons). Ne pas inverser le sens de migration des cations et des anions. Les ions du pont salin migrent pour *compenser* les variations de charge, ils ne participent pas directement aux réactions d'oxydoréduction aux électrodes.
Points à retenir
- Le pont salin assure la fermeture du circuit interne et l'électroneutralité des solutions.
- Les anions (−) du pont migrent vers l'anode (−) pour compenser l'excès de cations créés.
- Les cations (+) du pont migrent vers la cathode (+) pour compenser la disparition de cations.
Le saviez-vous ?
Dans certaines piles commerciales (comme les piles alcalines), il n'y a pas de pont salin visible. L'électrolyte (souvent une pâte ou un gel) est commun aux deux électrodes ou séparé par une membrane poreuse qui joue un rôle similaire au pont salin en permettant le passage sélectif des ions.
Résultat Final
- Les anions (ex: NO₃⁻) migrent vers l'anode (bécher de Zinc) pour compenser l'excès de Zn²⁺ créé.
- Les cations (ex: K⁺) migrent vers la cathode (bécher de Cuivre) pour compenser le déficit de Cu²⁺ consommé.
Mini Fiche Mémo
Rôle du Pont Salin :
- Fermeture circuit interne + Électroneutralité.
- Migration : Anions (NO₃⁻) vers Anode (Zn), Cations (K⁺) vers Cathode (Cu).
Outil Interactif : Simulateur de Dépôt de Cuivre
Ce simulateur utilise l'équation-bilan de la pile (Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu) pour calculer la masse de cuivre qui se forme en fonction des quantités de réactifs. C'est un calcul de réactif limitantLe réactif qui est complètement consommé en premier dans une réaction chimique et qui détermine la quantité maximale de produit pouvant être formé..
Paramètres d'Entrée (État Initial)
Résultats Clés (État Final)
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. Dans une pile électrochimique, l'oxydation a toujours lieu...
2. Dans une pile (qui fonctionne en générateur), l'anode est...
3. Une réaction de réduction est un...
4. Quel est le rôle principal du pont salin ?
5. Dans la pile Daniell (Zn/Cu), quel réactif est consommé à l'anode ?
Glossaire
- Pile Électrochimique
- Un dispositif qui convertit l'énergie chimique stockée en énergie électrique, grâce à une réaction d'oxydoréduction spontanée.
- Oxydation
- Une réaction chimique au cours de laquelle une espèce (le réducteur) perd un ou plusieurs électrons.
- Réduction
- Une réaction chimique au cours de laquelle une espèce (l'oxydant) gagne un ou plusieurs électrons.
- Anode
- L'électrode où se produit l'oxydation. Dans une pile, c'est le pôle négatif (–).
- Cathode
- L'électrode où se produit la réduction. Dans une pile, c'est le pôle positif (+).
- Pont Salin (ou Jonction Saline)
- Une connexion remplie d'un électrolyte (sel) qui relie les deux demi-piles. Il permet aux ions de circuler pour maintenir la neutralité électrique et fermer le circuit.
- Réactif Limitant
- Le réactif qui est complètement consommé en premier dans une réaction chimique et qui détermine (limite) la quantité maximale de produit pouvant être formé.
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