Tu glisses deux piles dans une télécommande et, aussitôt, la lumière rouge s’allume : d’où vient cette électricité ? Il n’y a pourtant ni prise, ni barrage, ni panneau solaire. La réponse tient en une phrase : à l’intérieur d’une pile, une réaction chimique déplace des électrons, et des électrons qui se déplacent, c’est exactement ce qu’on appelle un courant électrique. Dans ce chapitre, on ouvre la boîte.

1Oxydation, réduction : une histoire d’électrons

Tu sais déjà qu’un atome est neutre et qu’un ion est un atome qui a gagné ou perdu des électrons. Une réaction d’oxydoréduction, c’est simplement une réaction où des électrons changent de propriétaire.

Définition — oxydation et réduction

Une oxydation est une perte d’électrons.
Une réduction est un gain d’électrons.

Les deux se produisent toujours en même temps : les électrons perdus par une espèce sont exactement ceux que capte l’autre. On parle donc d’une réaction d’oxydoréduction.

Définition — oxydant et réducteur

Un réducteur est une espèce chimique capable de céder des électrons. Elle subit donc l’oxydation.
Un oxydant est une espèce chimique capable de capter des électrons. Elle subit donc la réduction.

Le piège de vocabulaire : Le réducteur est celui qui est oxydé, et l’oxydant est celui qui est réduit. C’est déroutant la première fois : chacun est nommé d’après ce qu’il fait subir à l’autre, pas d’après ce qui lui arrive. Retiens la phrase : « le réducteur réduit l’autre en lui donnant ses électrons ».

Figure 1 — Le zinc cède deux électrons à l’ion cuivre : le zinc est le réducteur, l’ion cuivre est l’oxydant.

Définition — couple oxydant/réducteur

Deux espèces qui se transforment l’une en l’autre par gain ou perte d’électrons forment un couple oxydant/réducteur, noté $\mathrm{Ox}/\mathrm{Red}$ (l’oxydant se place toujours en premier).

On lui associe une demi-équation électronique :

$\mathrm{Ox} + n\,\mathrm{e^{-}} \longrightarrow \mathrm{Red}$

Exemple — quelques couples à connaître

couple $\mathrm{Cu^{2+}}/\mathrm{Cu}$ : $\mathrm{Cu^{2+} + 2\,e^{-} \longrightarrow Cu}$
couple $\mathrm{Zn^{2+}}/\mathrm{Zn}$ : $\mathrm{Zn^{2+} + 2\,e^{-} \longrightarrow Zn}$
couple $\mathrm{Ag^{+}}/\mathrm{Ag}$ : $\mathrm{Ag^{+} + 1\,e^{-} \longrightarrow Ag}$
couple $\mathrm{Al^{3+}}/\mathrm{Al}$ : $\mathrm{Al^{3+} + 3\,e^{-} \longrightarrow Al}$

Remarque : le nombre d’électrons échangés est toujours égal à la charge de l’ion.

Grandeur ou espèce	Symbole	Unité
Charge électrique	$Q$	coulomb ( $\mathrm{C}$ )
Intensité du courant	$I$	ampère ( $\mathrm{A}$ )
Tension aux bornes de la pile	$U$	volt ( $\mathrm{V}$ )
Force électromotrice	$E$	volt ( $\mathrm{V}$ )
Énergie transférée	$W$	joule ( $\mathrm{J}$ )
Électron	$\mathrm{e^{-}}$	charge $-1{,}6 \times 10^{-19}\ \mathrm{C}$
Capacité d’une pile	$C$	ampère-heure ( $\mathrm{A \cdot h}$ )

2La réaction du zinc avec les ions cuivre

Exemple — activité expérimentale — la lame de zinc qui rougit

Matériel

un bécher de $100\ \mathrm{mL}$ ;
environ $60\ \mathrm{mL}$ de solution de sulfate de cuivre $\mathrm{(Cu^{2+} + SO_4^{2-})}$ , de couleur bleue ;
une lame de zinc décapée au papier de verre ;
une pince en bois, des gants et des lunettes de protection ;
de la soude $\mathrm{(Na^{+} + OH^{-})}$ pour le test final des ions.

Protocole

Verse la solution bleue de sulfate de cuivre dans le bécher.
Note la couleur de la solution et l’aspect de la lame de zinc.
Plonge la lame de zinc dans la solution ; laisse reposer une heure.
Retire la lame avec la pince, rince-la et observe-la.
Prélève un peu de solution finale et ajoute quelques gouttes de soude.

Observations

La lame de zinc se recouvre d’un dépôt rouge-brun et se ronge : elle devient plus mince.
La solution se décolore peu à peu : le bleu s’atténue.
Avec la soude, la solution finale donne un précipité blanc, caractéristique des ions zinc $\mathrm{Zn^{2+}}$ .

Interprétation

Le dépôt rouge est du cuivre métallique : les ions $\mathrm{Cu^{2+}}$ ont donc capté des électrons. Leur disparition explique la décoloration, puisque c’est l’ion $\mathrm{Cu^{2+}}$ qui donne sa couleur bleue à la solution. Le précipité blanc prouve l’apparition d’ions $\mathrm{Zn^{2+}}$ : les atomes de zinc de la lame ont donc cédé des électrons, ce qui explique qu’elle se ronge.

Les électrons sont passés directement du zinc aux ions cuivre, au contact de la lame.

Figure 2 — La lame de zinc se ronge, un dépôt rouge de cuivre apparaît et la solution bleue se décolore.

Attention

Le sulfate de cuivre et la soude sont irritants : gants et lunettes obligatoires. On ne jette jamais une solution contenant des ions métalliques dans l’évier : elle part dans un bidon de récupération, car les ions cuivre sont toxiques pour la vie aquatique.

2.1 Les deux demi-équations

On écrit d’abord séparément ce qui arrive à chaque couple, puis on additionne.

$\mathrm{Zn \longrightarrow Zn^{2+} + 2\,e^{-}}$ oxydation du zinc (il perd 2 électrons)
$\mathrm{Cu^{2+} + 2\,e^{-} \longrightarrow Cu}$ réduction de l’ion cuivre (il gagne 2 électrons)

Les deux demi-équations font intervenir le même nombre d’électrons : on peut donc les additionner directement, et les électrons se simplifient.

$\mathrm{Zn + Cu^{2+} \longrightarrow Zn^{2+} + Cu}$

Méthode — écrire l’équation d’une réaction d’oxydoréduction

Repérer les deux couples mis en jeu.
Écrire la demi-équation de l’espèce qui cède les électrons, dans le sens de l’oxydation.
Écrire la demi-équation de l’espèce qui capte les électrons, dans le sens de la réduction.
Multiplier chaque demi-équation pour que les nombres d’électrons soient égaux.
Additionner et simplifier les électrons, qui n’apparaissent jamais dans l’équation finale.

Exemple — l’aluminium et les ions cuivre

Couples en jeu : $\mathrm{Al^{3+}}/\mathrm{Al}$ et $\mathrm{Cu^{2+}}/\mathrm{Cu}$ .

$\mathrm{Al \longrightarrow Al^{3+} + 3\,e^{-}}$ oxydation, 3 électrons cédés
$\mathrm{Cu^{2+} + 2\,e^{-} \longrightarrow Cu}$ réduction, 2 électrons captés
$\mathrm{2\,Al \longrightarrow 2\,Al^{3+} + 6\,e^{-}}$ première demi-équation multipliée par 2
$\mathrm{3\,Cu^{2+} + 6\,e^{-} \longrightarrow 3\,Cu}$ seconde demi-équation multipliée par 3
$\Rightarrow$ $\mathrm{2\,Al + 3\,Cu^{2+} \longrightarrow 2\,Al^{3+} + 3\,Cu}$ somme, après simplification des 6 électrons

3Classer les métaux

Pourquoi le zinc réduit-il les ions cuivre, alors qu’une lame de cuivre plongée dans une solution de sulfate de zinc ne donne strictement rien ? Parce que tous les métaux ne cèdent pas leurs électrons avec la même facilité.

Propriété — classification des métaux

On peut ranger les métaux du plus réducteur au moins réducteur. Un métal de la liste réagit avec les ions de tous les métaux situés en dessous de lui — et avec aucun de ceux situés au-dessus.

Figure 3 — Classification simplifiée : l’aluminium cède ses électrons très facilement, l’argent presque jamais.

Exemple — prévoir si une réaction a lieu

Fer + ions cuivre : le fer est au-dessus du cuivrela réaction a lieu
$\mathrm{Fe + Cu^{2+} \longrightarrow Fe^{2+} + Cu}$
Cuivre + ions zinc : le cuivre est en dessous du zincaucune réaction
Argent + ions plomb : l’argent est en dessous du plombaucune réaction

Pourquoi les bijoux sont en or ou en argent : L’or et l’argent sont tout en bas de l’échelle : ils ne cèdent presque jamais leurs électrons, donc ils ne se ternissent pas et ne rouillent pas. On les appelle pour cela des métaux nobles. À l’inverse, l’aluminium, tout en haut, s’oxyde en quelques secondes à l’air libre.

4Les piles

Dans le bécher, les électrons sautent directement du zinc à l’ion cuivre : ils font quelques nanomètres et rien ne s’allume. L’idée géniale de la pile est de séparer les deux demi-réactions et d’obliger les électrons à faire un long détour par un fil… où ils constituent alors un courant électrique utilisable.

Définition — une pile

Une pile est un dispositif qui convertit de l’énergie chimique en énergie électrique. Elle est constituée de deux demi-piles, chacune formée d’une électrode métallique plongée dans une solution contenant ses propres ions, reliées par un pont salin.

Figure 4 — Pile Daniell : les électrons quittent le zinc (borne −), traversent le circuit extérieur et arrivent au cuivre (borne +). Le courant, lui, circule en sens inverse.

L’électrode négative est celle où se produit l’oxydation : le zinc y est consommé et libère des électrons. C’est la borne $-$ .
L’électrode positive est celle où se produit la réduction : les ions cuivre y captent les électrons et se déposent. C’est la borne $+$ .
Le pont salin est un tube rempli d’une solution ionique (par exemple du chlorure de potassium). Il ferme le circuit et compense les charges qui s’accumulent dans les deux béchers. Sans pont salin, la pile ne débite pas.
Dans le fil extérieur, les électrons vont de la borne $-$ vers la borne $+$ ; le courant conventionnel, lui, va de la borne $+$ vers la borne $-$ .

Attention

Ne confonds pas le sens des électrons et le sens du courant : ils sont opposés. C’est une erreur historique — on a choisi le sens du courant bien avant de savoir que les porteurs de charge étaient négatifs.

Définition — force électromotrice

La force électromotrice (f.é.m.) d’une pile, notée $E$ , est la tension mesurée entre ses deux bornes lorsqu’elle ne débite aucun courant. Elle s’exprime en volts.

Dès que la pile débite, la tension mesurée devient un peu plus faible que $E$ , à cause de sa résistance interne.

Exemple — la f.é.m. de la pile Daniell

On branche un voltmètre entre les deux bornes d’une pile Daniell, circuit ouvert. On lit $1{,}10\ \mathrm{V}$ . On ferme ensuite le circuit sur une petite lampe : le voltmètre indique $0{,}95\ \mathrm{V}$ .

$E = 1{,}10\ \mathrm{V}$ valeur lue circuit ouvert
$U = 0{,}95\ \mathrm{V}$ valeur lue en fonctionnement
$\Delta U = E - U$ formule littérale
$=$ $1{,}10 - 0{,}95$ remplacement par les valeurs
$=$ $0{,}15\ \mathrm{V}$ chute de tension due à la pile elle-même

Math & Co — Volta et la première pile (1800)

En mars 1800, le physicien italien Alessandro Volta (1745-1827), professeur à l’université de Pavie, adresse à la Royal Society de Londres la description d’un appareil nouveau : un empilement de disques de zinc et de cuivre séparés par des rondelles de carton imbibées d’eau salée. C’est cet empilement — une pile de disques — qui a donné son nom français à l’objet.

Volta cherchait à réfuter son compatriote Luigi Galvani, qui pensait que les contractions d’une patte de grenouille venaient d’une « électricité animale ». Volta montre que l’électricité vient en réalité du contact entre deux métaux différents. Il avait raison sur l’essentiel, même s’il attribuait le phénomène au seul contact des métaux et non, comme on le sait aujourd’hui, aux réactions chimiques aux électrodes.

L’unité de tension, le volt, porte son nom.

4.1 Les accumulateurs

Une pile ordinaire est jetable : quand le réducteur est épuisé, elle est morte. Un accumulateur, lui, est rechargeable : en le branchant sur un générateur, on force la réaction inverse et on reconstitue les réactifs.

Figure 5 — Accumulateur au plomb : une plaque de plomb, une plaque d’oxyde de plomb, le tout dans de l’acide sulfurique dilué.

L’accumulateur au plomb équipe les batteries de voitures et de motos depuis 1859. Chaque élément fournit environ $2\ \mathrm{V}$ ; on en associe six en série pour obtenir la batterie $12\ \mathrm{V}$ classique.

$E_{\text{batterie}} = 6 \times E_{\text{élément}}$ formule littérale (association en série)
$=$ $6 \times 2$ remplacement par les valeurs
$=$ $12\ \mathrm{V}$ résultat avec son unité

Attention

Une batterie de voiture contient de l’acide sulfurique concentré, très corrosif, et peut débiter plusieurs centaines d’ampères. Un court-circuit entre ses bornes provoque des étincelles et peut faire exploser le bac. On ne manipule jamais une batterie sans gants ni lunettes, et jamais avec un outil métallique posé en travers des bornes.

5Énergie chimique, énergie électrique et recyclage

Une pile ne « contient » pas d’électricité : elle contient des réactifs. L’énergie est stockée dans les liaisons chimiques, et la réaction la libère progressivement sous forme électrique.

Figure 6 — La pile est un réservoir d’énergie chimique ; la lampe convertit l’énergie électrique reçue en lumière et en chaleur.

Définition — capacité d’une pile

La capacité d’une pile, notée $C$ , indique la quantité de charge qu’elle peut fournir. Elle s’exprime souvent en ampères-heures ( $\mathrm{A \cdot h}$ ) ou en milliampères-heures ( $\mathrm{mA \cdot h}$ ).

Si la pile débite un courant constant $I$ pendant une durée $t$ :

$C = I \times t$

Exemple — autonomie d’une pile de télécommande

Une pile alcaline de capacité $C = 1\,200\ \mathrm{mA \cdot h}$ alimente une télécommande qui consomme $I = 4\ \mathrm{mA}$ en moyenne. Quelle est son autonomie ?

$t = \dfrac{C}{I}$ formule littérale
$=$ $\dfrac{1\,200}{4}$ remplacement par les valeurs
$=$ $300\ \mathrm{h}$ résultat avec son unité

Soit un peu plus de $12$ jours d’utilisation continue — en pratique, plusieurs mois, car la télécommande ne consomme que par brèves impulsions.

5.1 Pourquoi recycler les piles

Une pile usagée contient du zinc, du manganèse, parfois du lithium, du nickel ou du cadmium : ce sont des ressources rares qu’il serait absurde de jeter.
Certains de ces métaux sont toxiques. Dans une décharge, ils finissent par contaminer les sols et les nappes d’eau.
Le recyclage permet de récupérer jusqu’aux trois quarts de la masse d’une pile sous forme de métaux réutilisables.
En France, en Belgique, en Suisse comme au Sénégal ou au Cameroun, des points de collecte existent en magasin : une pile usagée ne va jamais à la poubelle ordinaire.

Fiche mémo

Oxydation = perte d’électrons ; réduction = gain d’électrons.
Le réducteur cède les électrons (il est oxydé) ; l’oxydant les capte (il est réduit).
Un couple s’écrit $\mathrm{Ox}/\mathrm{Red}$ avec la demi-équation $\mathrm{Ox} + n\,\mathrm{e^{-}} \longrightarrow \mathrm{Red}$ .
Réaction de référence : $\mathrm{Zn + Cu^{2+} \longrightarrow Zn^{2+} + Cu}$ .
Classification : $\mathrm{Al}$ , $\mathrm{Zn}$ , $\mathrm{Fe}$ , $\mathrm{Pb}$ , $\mathrm{Cu}$ , $\mathrm{Ag}$ — du plus réducteur au moins réducteur.
Une pile = deux demi-piles + un pont salin ; borne $-$ = oxydation, borne $+$ = réduction.
Dans le fil, les électrons vont de $-$ vers $+$ ; le courant va de $+$ vers $-$ .
La f.é.m. $E$ est la tension à vide, en volts ; celle de la pile Daniell vaut environ $1{,}1\ \mathrm{V}$ .
Une pile convertit l’énergie chimique en énergie électrique ; un accumulateur fait l’opération dans les deux sens.
Capacité : $C = I \times t$ . Une pile usagée se recycle.

Niveau 1 — Application directe

Complète : « Une oxydation est une … d’électrons ; une réduction est un … d’électrons. Le réducteur est l’espèce qui … ses électrons. »

Voir le corrigé détaillé

Une oxydation est une perte d’électrons ; une réduction est un gain d’électrons. Le réducteur est l’espèce qui cède ses électrons.

Retiens que le réducteur est donc celui qui est oxydé.

Écris la demi-équation électronique associée à chacun des couples suivants : $\mathrm{Fe^{2+}}/\mathrm{Fe}$ , $\mathrm{Ag^{+}}/\mathrm{Ag}$ et $\mathrm{Al^{3+}}/\mathrm{Al}$ .

Voir le corrigé détaillé

Le nombre d’électrons échangés est égal à la charge de l’ion.

$\mathrm{Fe^{2+} + 2\,e^{-} \longrightarrow Fe}$
$\mathrm{Ag^{+} + 1\,e^{-} \longrightarrow Ag}$
$\mathrm{Al^{3+} + 3\,e^{-} \longrightarrow Al}$

Dans la réaction $\mathrm{Fe + Cu^{2+} \longrightarrow Fe^{2+} + Cu}$ , identifie l’oxydant, le réducteur, l’espèce oxydée et l’espèce réduite.

Voir le corrigé détaillé

Le fer passe de $\mathrm{Fe}$ à $\mathrm{Fe^{2+}}$ il perd 2 électrons
$\Rightarrow$ le fer est le réducteur
$\Rightarrow$ le fer est l’espèce oxydée
L’ion cuivre passe de $\mathrm{Cu^{2+}}$ à $\mathrm{Cu}$ il gagne 2 électrons
$\Rightarrow$ $\mathrm{Cu^{2+}}$ est l’oxydant
$\Rightarrow$ $\mathrm{Cu^{2+}}$ est l’espèce réduite

On plonge une lame de cuivre dans une solution de sulfate de zinc. Que se passe-t-il ? Justifie à l’aide de la classification.

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Dans la classification, le zinc est au-dessus du cuivre : le zinc est plus réducteur que le cuivre.

Le cuivre ne peut donc pas céder ses électrons aux ions $\mathrm{Zn^{2+}}$ .

Il ne se passe rien : la lame reste intacte et la solution ne change pas.

Sur le schéma d’une pile Daniell, on veut placer les mots suivants : borne $+$ , borne $-$ , pont salin, oxydation, réduction. Associe chacun à l’électrode de zinc ou à l’électrode de cuivre.

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Électrode de zinc : c’est là que se produit l’oxydation ( $\mathrm{Zn \longrightarrow Zn^{2+} + 2\,e^{-}}$ ), elle libère les électrons, c’est la borne $-$ .
Électrode de cuivre : c’est là que se produit la réduction ( $\mathrm{Cu^{2+} + 2\,e^{-} \longrightarrow Cu}$ ), elle consomme les électrons, c’est la borne $+$ .
Le pont salin relie les deux béchers : il ferme le circuit à l’intérieur de la pile.

Une pile de capacité $C = 2\,500\ \mathrm{mA \cdot h}$ alimente une lampe qui consomme $I = 250\ \mathrm{mA}$ . Calcule sa durée de fonctionnement.

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$t = \dfrac{C}{I}$ formule littérale
$=$ $\dfrac{2\,500}{250}$ remplacement par les valeurs
$=$ $10\ \mathrm{h}$ résultat avec son unité

Vrai ou faux ? Justifie chaque réponse. a) Dans le fil, les électrons vont de la borne $+$ vers la borne $-$ . b) Une pile stocke de l’électricité. c) Un accumulateur est rechargeable.

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a) Faux. Dans le fil extérieur, les électrons vont de la borne $-$ vers la borne $+$ . C’est le courant qui va de $+$ vers $-$ .

b) Faux. Une pile stocke de l’énergie chimique, sous forme de réactifs. Elle la convertit en énergie électrique au fur et à mesure.

c) Vrai. Un accumulateur peut fonctionner dans les deux sens : en le branchant sur un générateur, on reforme les réactifs consommés.

Niveau 2 — Approfondissement

Écris l’équation de la réaction entre l’aluminium et les ions argent $\mathrm{Ag^{+}}$ , en détaillant les deux demi-équations.

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L’aluminium est au-dessus de l’argent : il cède ses électrons aux ions $\mathrm{Ag^{+}}$ .

$\mathrm{Al \longrightarrow Al^{3+} + 3\,e^{-}}$ oxydation
$\mathrm{Ag^{+} + 1\,e^{-} \longrightarrow Ag}$ réduction
$\mathrm{3\,Ag^{+} + 3\,e^{-} \longrightarrow 3\,Ag}$ seconde demi-équation multipliée par 3
$\Rightarrow$ $\mathrm{Al + 3\,Ag^{+} \longrightarrow Al^{3+} + 3\,Ag}$ somme, les 3 électrons se simplifient

Une pile est constituée d’une demi-pile au zinc et d’une demi-pile à l’argent. a) Quelle électrode est la borne $-$ ? b) Écris l’équation de fonctionnement. c) Sur quelle électrode se dépose-t-il de la matière ?

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a) Le zinc est plus réducteur que l’argent : c’est lui qui est oxydé. L’électrode de zinc est donc la borne $-$ .

b) Équation de fonctionnement :

$\mathrm{Zn \longrightarrow Zn^{2+} + 2\,e^{-}}$
$\mathrm{2\,Ag^{+} + 2\,e^{-} \longrightarrow 2\,Ag}$
$\Rightarrow$ $\mathrm{Zn + 2\,Ag^{+} \longrightarrow Zn^{2+} + 2\,Ag}$

c) Il se dépose de l’argent métallique sur l’électrode d’argent (borne $+$ ), tandis que l’électrode de zinc se ronge.

On mesure $E = 1{,}55\ \mathrm{V}$ aux bornes d’une pile bouton, circuit ouvert. En fonctionnement avec $I = 20\ \mathrm{mA}$ , la tension tombe à $U = 1{,}47\ \mathrm{V}$ . Calcule la chute de tension, puis la résistance interne $r$ de la pile sachant que $E - U = r \times I$ .

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Chute de tension :

$\Delta U = E - U$ formule littérale
$=$ $1{,}55 - 1{,}47$ remplacement par les valeurs
$=$ $0{,}08\ \mathrm{V}$ résultat avec son unité

Résistance interne, avec $I = 20\ \mathrm{mA} = 0{,}020\ \mathrm{A}$ :

$r = \dfrac{\Delta U}{I}$ formule littérale
$=$ $\dfrac{0{,}08}{0{,}020}$ remplacement par les valeurs
$=$ $4\ \Omega$ résultat avec son unité

Dans une pile Daniell qui fonctionne, l’électrode de zinc a perdu $0{,}65\ \mathrm{g}$ . Sachant que la masse d’un atome de zinc consommé libère $2$ électrons et qu’il y a $6{,}0 \times 10^{21}$ atomes dans $0{,}65\ \mathrm{g}$ de zinc, calcule le nombre d’électrons qui ont circulé dans le fil.

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Chaque atome de zinc oxydé libère exactement $2$ électrons.

$N_{e} = 2 \times N_{\mathrm{Zn}}$ formule littérale
$=$ $2 \times 6{,}0 \times 10^{21}$ remplacement par les valeurs
$=$ $1{,}2 \times 10^{22}$ électronsrésultat

Ces électrons sont passés par le circuit extérieur : c’est eux qui ont constitué le courant.

On dispose de trois métaux inconnus $\mathrm{M_1}$ , $\mathrm{M_2}$ , $\mathrm{M_3}$ . On observe que $\mathrm{M_1}$ réagit avec les ions de $\mathrm{M_2}$ ; que $\mathrm{M_3}$ réagit avec les ions de $\mathrm{M_1}$ ; et que $\mathrm{M_2}$ ne réagit avec aucun des deux autres. Classe ces métaux du plus réducteur au moins réducteur.

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$\mathrm{M_1}$ réagit avec les ions de $\mathrm{M_2}$ $\mathrm{M_1}$ est plus réducteur que $\mathrm{M_2}$
$\mathrm{M_3}$ réagit avec les ions de $\mathrm{M_1}$ $\mathrm{M_3}$ est plus réducteur que $\mathrm{M_1}$
$\mathrm{M_2}$ ne réagit avec rienc’est le moins réducteur, ce qui confirme
$\Rightarrow$ classement : $\mathrm{M_3}$ , puis $\mathrm{M_1}$ , puis $\mathrm{M_2}$

Explique en quelques lignes, à un camarade de 4ème, pourquoi une pile finit toujours par être « à plat », alors qu’une prise murale ne l’est jamais.

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Une pile contient une quantité limitée de réactifs : dans une pile Daniell, une certaine masse de zinc et une certaine quantité d’ions cuivre. Chaque électron envoyé dans le circuit correspond à un atome de zinc consommé.

Quand tout le zinc est transformé en ions $\mathrm{Zn^{2+}}$ — ou quand tous les ions $\mathrm{Cu^{2+}}$ ont été réduits — la réaction s’arrête : plus aucun électron n’est libéré, la pile est « à plat ».

Une prise murale, elle, n’est pas un réservoir : elle est reliée en permanence à une centrale qui produit l’énergie au fur et à mesure. Elle ne se vide donc jamais.

Niveau 3 — Défi

On souhaite fabriquer la pile la plus puissante possible avec les quatre métaux $\mathrm{Al}$ , $\mathrm{Zn}$ , $\mathrm{Cu}$ et $\mathrm{Ag}$ et leurs solutions d’ions. a) Quelle association choisir ? Justifie. b) Écris l’équation de fonctionnement de cette pile. c) Combien de piles différentes peut-on former au total avec ces quatre demi-piles ?

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a) La f.é.m. est d’autant plus grande que les deux métaux sont éloignés dans la classification. Il faut donc associer le plus réducteur, l’aluminium, et le moins réducteur, l’argent.

b) L’aluminium est oxydé, les ions argent sont réduits :

$\mathrm{Al \longrightarrow Al^{3+} + 3\,e^{-}}$
$\mathrm{3\,Ag^{+} + 3\,e^{-} \longrightarrow 3\,Ag}$
$\Rightarrow$ $\mathrm{Al + 3\,Ag^{+} \longrightarrow Al^{3+} + 3\,Ag}$

L’électrode d’aluminium est la borne $-$ , celle d’argent la borne $+$ .

c) Il s’agit de compter les paires de demi-piles parmi quatre :

la première demi-pile : $4$ choix
la seconde : $3$ choix restants
$4 \times 3 = 12$ mais chaque paire est comptée deux fois
$\Rightarrow$ $\dfrac{12}{2} = 6$ piles différentes

Une pile débite un courant constant $I = 50\ \mathrm{mA}$ pendant $8{,}0\ \mathrm{h}$ sous une tension moyenne $U = 1{,}5\ \mathrm{V}$ . a) Calcule la charge totale $Q$ qui a traversé le circuit, en coulombs. b) Calcule l’énergie électrique fournie, sachant que $W = U \times Q$ . c) Compare cette énergie à celle d’une barre chocolatée ( $400\ \mathrm{kJ}$ ).

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a) On convertit d’abord : $I = 50\ \mathrm{mA} = 0{,}050\ \mathrm{A}$ et $t = 8{,}0\ \mathrm{h} = 28\,800\ \mathrm{s}$ .

$Q = I \times t$ formule littérale
$=$ $0{,}050 \times 28\,800$ remplacement par les valeurs
$=$ $1\,440\ \mathrm{C}$ résultat avec son unité

b) Énergie électrique fournie :

$W = U \times Q$ formule littérale
$=$ $1{,}5 \times 1\,440$ remplacement par les valeurs
$=$ $2\,160\ \mathrm{J}$ résultat avec son unité

c) Comparaison :

$\dfrac{400\,000}{2\,160} \approx 185$
$\Rightarrow$ la barre chocolatée contient environ $185$ fois plus d’énergie que la pile

C’est contre-intuitif, mais notre nourriture est un réservoir d’énergie chimique bien plus dense qu’une petite pile.

On plonge une lame de zinc de masse $m = 5{,}00\ \mathrm{g}$ dans une solution contenant des ions cuivre en excès. Après réaction complète du zinc, on récupère la lame recouverte de cuivre. Sachant qu’un atome de zinc disparu donne exactement un atome de cuivre déposé, et qu’un atome de cuivre a une masse environ $0{,}977$ fois celle d’un atome de zinc, la lame est-elle plus lourde ou plus légère à la fin ? Justifie par un calcul.

Voir le corrigé détaillé

Chaque atome de zinc qui part est remplacé par un atome de cuivre. Le nombre d’atomes est conservé, mais pas leur masse.

$m_{\text{Cu déposé}} = 0{,}977 \times m_{\text{Zn disparu}}$ formule littérale
$=$ $0{,}977 \times 5{,}00$ remplacement par les valeurs
$=$ $4{,}885\ \mathrm{g}$ résultat avec son unité

Variation de masse de la lame :

$\Delta m = m_{\text{Cu déposé}} - m_{\text{Zn disparu}}$ formule littérale
$=$ $4{,}885 - 5{,}00$ remplacement par les valeurs
$=$ $-0{,}115\ \mathrm{g}$ résultat avec son unité

La lame est donc plus légère d’environ $0{,}12\ \mathrm{g}$ à la fin. Attention : la masse totale du système (lame + solution) est, elle, parfaitement conservée.

Niveau 4 — Problèmes de vie courante

La lampe torche d’Aïcha (Ndjamena). Les coupures de courant sont fréquentes dans le quartier de Chagoua. Aïcha utilise une lampe torche alimentée par deux piles de $1{,}5\ \mathrm{V}$ montées en série, de capacité $C = 2\,000\ \mathrm{mA \cdot h}$ chacune. La lampe consomme $I = 200\ \mathrm{mA}$ .

Quelle est la tension totale aux bornes de la lampe ?
Combien d’heures la lampe peut-elle éclairer ?
Les coupures durent en moyenne $3\ \mathrm{h}$ par soir. Au bout de combien de soirées Aïcha devra-t-elle changer ses piles ?
Que doit-elle faire de ses piles usagées ?

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1. Deux piles en série : les tensions s’ajoutent.

$U = 2 \times U_{\text{pile}}$ formule littérale
$=$ $2 \times 1{,}5$ remplacement par les valeurs
$=$ $3{,}0\ \mathrm{V}$ résultat avec son unité

2. En série, la capacité n’est pas doublée : le même courant traverse les deux piles.

$t = \dfrac{C}{I}$ formule littérale
$=$ $\dfrac{2\,000}{200}$ remplacement par les valeurs
$=$ $10\ \mathrm{h}$ résultat avec son unité

3. Nombre de soirées :

$n = \dfrac{t}{t_{\text{soirée}}}$ formule littérale
$=$ $\dfrac{10}{3}$ remplacement par les valeurs
$\approx$ $3{,}3$ résultat

Aïcha devra changer ses piles au bout de 3 soirées complètes (la quatrième sera écourtée).

4. Elle ne doit surtout pas les jeter avec les ordures ménagères : les métaux qu’elles contiennent sont toxiques pour les sols et les nappes d’eau. Elle doit les déposer dans un point de collecte (pharmacie, magasin d’électronique, école partenaire).

La moto-taxi de Kouassi (Abidjan). La batterie au plomb de son « djakarta » est formée de $6$ éléments identiques montés en série ; chaque élément fournit $2{,}0\ \mathrm{V}$ . Sa capacité est $C = 7\,\mathrm{A \cdot h}$ . Un matin, Kouassi a oublié son phare allumé toute la nuit ; le phare consomme $I = 1{,}4\ \mathrm{A}$ .

Quelle est la tension nominale de la batterie ?
Au bout de combien de temps la batterie est-elle entièrement vidée ?
Le phare est resté allumé de $22$ h à $6$ h. La moto démarrera-t-elle ?
Pourquoi dit-on qu’une batterie est un « accumulateur » et non une simple pile ?

Voir le corrigé détaillé

1. Association en série :

$E = 6 \times E_{\text{élément}}$ formule littérale
$=$ $6 \times 2{,}0$ remplacement par les valeurs
$=$ $12\ \mathrm{V}$ résultat avec son unité

2. Durée avant vidage complet :

$t = \dfrac{C}{I}$ formule littérale
$=$ $\dfrac{7}{1{,}4}$ remplacement par les valeurs
$=$ $5{,}0\ \mathrm{h}$ résultat avec son unité

3. De $22$ h à $6$ h, il s’écoule $8$ heures.

$8\ \mathrm{h} > 5{,}0\ \mathrm{h}$
$\Rightarrow$ la batterie est complètement déchargée

La moto ne démarrera pas : il faudra recharger la batterie ou démarrer avec des câbles.

4. Parce que la réaction chimique qui s’y déroule est réversible : en imposant un courant en sens inverse avec un chargeur, on reforme le plomb et l’oxyde de plomb consommés. Une pile ordinaire, elle, ne peut pas être régénérée — elle est jetable.

Le portail rouillé de Madame Ndiaye (Dakar). Son portail en fer, exposé aux embruns, se dégrade vite. Un artisan lui propose de fixer sur le bas du portail plusieurs petits blocs de zinc boulonnés au métal.

En utilisant la classification des métaux, explique pourquoi c’est le zinc qui va s’oxyder et non le fer.
Écris la demi-équation d’oxydation du zinc.
Pourquoi appelle-t-on ces blocs des « anodes sacrificielles » ?
L’artisan propose aussi des blocs de cuivre, moins chers. Est-ce une bonne idée ? Justifie.

Voir le corrigé détaillé

1. Dans la classification, le zinc est au-dessus du fer : il est plus réducteur, donc il cède ses électrons plus facilement. Tant qu’il reste du zinc en contact électrique avec le fer, c’est le zinc qui s’oxyde ; le fer est épargné.

2. Demi-équation d’oxydation :

$\mathrm{Zn \longrightarrow Zn^{2+} + 2\,e^{-}}$

3. Parce que ces blocs se sacrifient : ils se rongent à la place du fer, et il suffit de les remplacer de temps en temps. Une petite masse de zinc bon marché protège ainsi une grande masse de fer.

4. Non, c’est une très mauvaise idée. Le cuivre est en dessous du fer dans la classification : il est moins réducteur. En le mettant en contact avec le fer, ce serait le fer qui s’oxyderait, et encore plus vite qu’avant. Le portail rouillerait davantage.

Oxydoréduction : piles et énergie chimique

Ce que tu sauras faire à la fin

1Oxydation, réduction : une histoire d’électrons

2La réaction du zinc avec les ions cuivre

Matériel

Protocole

Observations

Interprétation

2.1 Les deux demi-équations

3Classer les métaux

4Les piles

4.1 Les accumulateurs

5Énergie chimique, énergie électrique et recyclage

5.1 Pourquoi recycler les piles

Fiche mémo

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Atome, ions et classification périodique