Répondre à la discussion
Affichage des résultats 1 à 25 sur 25

Pile électrochimique




  1. #1
    henryallen

    Pile électrochimique

    Bonjour à tous,

    Dans un manuel de physique-chimie, voici une définition qu'on peut lire: "Une pile est constituée de deux demi-piles reliées par une jonction électrolytique; chacune de ces deux demi-piles contient un couple oxydant/réducteur Ox/Red.". Et dans une activité de ce même manuel se trouve une activité avec une pile constituée d' "une électrode de fer et une électrode de cuivre plongées dans une solution ionique de chlorure de sodium constituant une pile". Or ici, on a par exemple les atomes de fer, mais pas les ions (de même pour le cuivre). Par conséquent, on n'a ni les deux demi-piles, ni les couples oxydant/réducteur, je me trompe ? Donc la définition du manuel serait-elle trop restrictive, ou est-ce que j'ai mal compris quelque chose ?

    Cela m'amène à une autre question (qui est en soit une reformulation du paragraphe précédent, et en particulier de la définition de la pile): pourquoi met-on une lame de métal dans une solution contenant les ions de ce même métal pour former une pile (il faut bien sûr faire cela deux fois, avec des métaux différents)? Y a-t-il un intérêt ?

    Merci d'avance
    Bonne journée

    -----


  2. Publicité
  3. #2
    Dynamix

    Re : Pile électrochimique

    Salut

    Citation Envoyé par henryallen Voir le message
    Une pile est constituée de deux demi-piles
    Et une citrouille est constituée de deux demi citrouilles

    On peut remplacer "citrouille" par n' importe quoi d' autre .

  4. #3
    henryallen

    Re : Pile électrochimique

    Bonjour,

    Certes, mais ce que je comprends dans le manuel est qu'une pile est constituée de deux ensembles électrode/électrolyte, ce qui apparemment n'est pas toujours le cas.


  5. #4
    Sethy

    Re : Pile électrochimique

    Je comprends le souci car ce n'est effectivement pas très clair.

    Au voisinage de l'électrode en Fer, la demi réaction est Fe > Fe2+ + 2e-

    Au voisinage de l'électrode de Cuivre, le couple qui va être mis en jeu est 2H+ + 2e- > H2.

    Au tout tout début de la réaction, il n'y a pas donc pas la forme oxydée du Fer (Fe++) ni la forme réduite de l'Hydrogène (H2). Mais une fraction de seconde plus tard, ces entités apparaissent.

  6. #5
    Resartus

    Re : Pile électrochimique

    Bonjour,

    Il y a toujours deux couples redox, mais ce n'est pas toujours ceux qu'on croit, et il n'est pas facile de savoir qui fait quoi.

    Le système avec deux métaux baignant chacun dans son ion, et reliés par un pont salin, est facile à comprendre. C'est le cas de votre pile Fer/Cuivre. Tant qu'il reste des ions du coté cuivre, la pile peut fonctionner. . Mais il peut exister d'autres systèmes.

    Dans le cas du fer plongé dans un bain d'eau salée, on imagine bien la première réaction (Fe ->Fe2+) mais, comme vous l'avez compris, le métal cuivre ne peut en aucun cas jouer le role d'oxydant. C'est en fait l'oxygène de l'air au voisinage du fer qui va se transformer en OH-.
    On peut d'ailleurs vérifier que le milieu autour du fer va devenir basique.

    Le cuivre n'est pas directement impliqué dans le processus Redox : il va avoir pour effet principal, si on le relie par l'extérieur à l'électrode de fer, de changer le potentiel de l'électrode en fer par rapport à l'eau salée, ce qui va accélérer sa corrosion. et pour effet secondaire de transporter des électrons pour réduire les ions Fe2+ qui viendront au voisinage, et qui vont se redéposer sur l'électrode de cuivre sous forme de Fer.

    Donc ce n'est absolument pas une pile Fer Cuivre... Je suis d'ailleurs surpris qu'on lui ait donné ce nom dans le livre que vous citez.
    Why, sometimes I've believed as many as six impossible things before breakfast

  7. A voir en vidéo sur Futura
  8. #6
    henryallen

    Re : Pile électrochimique

    Merci à vous deux

    Donc la définition d’une pile est bien celle du manuel? Il faut obligatoirement deux électrodes et deux électrolytes (et donc un pont salin)?

    Bonne soirée

  9. #7
    Resartus

    Re : Pile électrochimique

    Bonjour,
    Non, j'ai dit que c'était l'exemple le plus facile à comprendre. Mais il y en a beaucoup d'autres : par exemple, dans les piles alcalines, il y a du Zinc et du dioxyde de manganèse, et un seul électrolyte, qui n'est pas un sel de zinc. C'est à étudier au cas par cas. Mais il faut toujours deux couples redox différents (c'est que que dit le livre, et que vous avez surinterprété)
    Dernière modification par Resartus ; 01/11/2017 à 17h21.
    Why, sometimes I've believed as many as six impossible things before breakfast

  10. Publicité
  11. #8
    Sethy

    Re : Pile électrochimique

    Attention Resartus, dans le post initial, il n'est nulle part fait mention d'ion Cuivre. Donc, pas question d'avoir le couple Cu++ + 2e- > Cu.

    Le seul couple possible est celui que j'ai suggéré 2H+ + 2e- > H2.

    D'ailleurs, s'il y avait eu des ions cuivriques (Cu2+), la réaction aurait continué même après leur "totale" disparition.

  12. #9
    Sethy

    Re : Pile électrochimique

    Citation Envoyé par henryallen Voir le message
    Merci à vous deux

    Donc la définition d’une pile est bien celle du manuel? Il faut obligatoirement deux électrodes et deux électrolytes (et donc un pont salin)?

    Bonne soirée
    Oui, il faut un pont salin en raison d'un problème de charge.

    Si l'on met juste les deux demi-piles en contact via un fil électrique par exemple, la réaction s'arrête immédiatement.

    Car si d'un côté on enlève 2 électrons à un atome de Fer, on produit des ions Fe++. Or ceux-ci n'ont pas de contre ions pour équilibrer la charge.

    De même du côté de l'hydrogène, l'H+ ne peut provenir que de l'eau :

    2H+ (2 OH-) + 2e- > H2 + 2 OH-

    Ces deux OH-, eux aussi n'ont pas de contre-ions.

    La réaction totale s'écrit donc :

    Fe + 2H2O > Fe(OH)2 + H2.

    Mais dans les faits, le Fe2+ n'ira pas jusqu'au compartiment du Cuivre mais un peu de K+ sortira du pont salin pour équilibrer les OH- synthétisé tandis qu'un peu de Cl- sortira du pont salin pour équilibrer les Fe2+ produits.

    Evidemment la quantité de K+ qui sortira d'un côté sera exactement égale à la quantité de Cl- qui sortira de l'autre.

  13. #10
    henryallen

    Re : Pile électrochimique

    Bonjour,
    Merci pour vos réponses.

    Au collège, certains d´entre vous ont peut être déjà fait l’expérience d’une pile composée d’un citron ainsi que d’une plaque de fer et une de cuivre. Est-ce vraiment une pile dans ce cas là?

    Merci d’avance
    Bonne journée

  14. #11
    Resartus

    Re : Pile électrochimique

    Bonjour,
    Désolé si ma phrase "ce n'est pas une pile fer cuivre" était trompeuse.

    La première pile à laquelle je croyais que tu faisais allusion au début est la pile dans laquelle on a Fer/sulfate de Fer d'un coté, Sulfate de Cuivre/cuivre de l'autre, le tout relié par un pont salin. C'est bien une pile Fer Cuivre, avec deux compartiments distincts.
    Ce type de pile avec Metal1/ion du metal1/pont salin/ion du métal2/Metal2 n'est pas le seul à exister

    La deuxième manip avec deux électrodes dans une solution de Chlorure de Sodium est aussi une pile, mais ce n'est pas une pile Fer Cuivre. car il n'y a pas d'ions Cu2+ pour jouer le rôle d'oxydant. Si on devait la baptiser, on pourrait plutôt dire que c'est une pile Fer/Oxygène ou Fer/Hydronium.
    Les deux réactions ont lieu, mais comme il y a très peu d'ions H+ (milieu neutre), c'est sans doute l'oxygène dissous qui sera l'oxydant principal

    Et le troisième cas est clairement une pile Fer/Hydronium, car là le milieu est acide, et c'est la réaction 2H++2 e- ->H2 citée par Sethy qui devient prépondérante
    Dernière modification par Resartus ; 02/11/2017 à 11h02.
    Why, sometimes I've believed as many as six impossible things before breakfast

  15. #12
    henryallen

    Re : Pile électrochimique

    Re bonjour,

    Merci ! Dans la deuxième pile (plaque de fer et plaque de cuivre dans une solution de chlorure de sodium), quelles sont les différentes réactions ? Fe -> Fe2+ + 2e, et ensuite ? 4e + O2 + 2H2O -> 4OH- ?

    Pour la troisième, on a donc: Fe -> Fe2+ + 2e, 2e + 2H+ -> H2 (à moins que ce ne soit du fer III qui soit formé ?). Avec quels ions les ions fer vont-ils aller ? Des ions hydroxyde OH- ?

    Merci d'avance
    Bonne journée

  16. #13
    henryallen

    Re : Pile électrochimique

    Bonjour,

    Donc, pour revenir à mes questions précédentes. Pour la file avec l'eau salée, du fer est formé, pas de souci. D'après Sethy, on a ensuite 2e + 2H+ -> H2. Mais d'après Resartus, l'oxygène entre en jeu, surtout car il y a peu d'ions hydrogène ... D'où la première question de mon dernier post.

    Quant à la deuxième, en réalité je ne sais pas quels sont les ions présents dans le citron, à part des ions hydrogène étant donné que le milieu est acide. Mais j'ai beau chercher, je n'en trouve pas d'autres ...

    Merci d'avance
    Bonne journée

  17. #14
    Resartus

    Re : Pile électrochimique

    Bonjour,
    J'ai écrit des bêtises : la réaction avec l'oxygène dissout peut exister, mais elle n'est pas prépondérante.

    Du coté cuivre, les deux réactions possibles sont soit celle déjà citée : 2H+ + 2e--> H2, soit si il y a très peu d'ions H+, la réaction équivalente 2H2O+2e- -> H2 +2 OH-.

    L'acide citrique est un triacide https://fr.wikipedia.org/wiki/Acide_citrique. Selon la concentration, il y aura prépondérance, soit des ions dihydrogénocitrate, soit des ions hydrogénocitrate, mais pas de citrate qui demanderait un ph basique.

    NB : les ions en solution se déplacent de manière indépendante. Il y a équilibre global des charges, mais il n'y a pas lieu de chercher "avec qui" un ion particulier "doit aller".
    Why, sometimes I've believed as many as six impossible things before breakfast

  18. #15
    henryallen

    Re : Pile électrochimique

    Bonjour,

    Merci beaucoup à tous pour vos réponses ! J'ai finalement compris

    A bientôt sur le forum
    Bonne journée

  19. #16
    henryallen

    Re : Pile électrochimique

    Re bonjour

    Bon toute dernière question Quelqu'un pourrait me donner la formule chimique des ions hydrogénocitrate et/ou des ions hydrogénocitrate ?

    Merci encore
    Bonne soirée

  20. #17
    henryallen

    Re : Pile électrochimique

    Re bonjour

    Ok j’ai menti, encore une question
    Dans le cas de la pile au citron (par exemple), comment utiliser l’équation de Nernst ? Il faudrait la quantité d’ions fer dans le citron, qui est nulle, donc on se retrouverait avec log(0) ... Bon après je m’y connais pas trop pour cette équation (comme en chimie en général d’ailleurs ...) donc je vous demande

    Merci d’avance

  21. #18
    Sethy

    Re : Pile électrochimique

    Citation Envoyé par henryallen Voir le message
    Re bonjour

    Ok j’ai menti, encore une question
    Dans le cas de la pile au citron (par exemple), comment utiliser l’équation de Nernst ? Il faudrait la quantité d’ions fer dans le citron, qui est nulle, donc on se retrouverait avec log(0) ... Bon après je m’y connais pas trop pour cette équation (comme en chimie en général d’ailleurs ...) donc je vous demande

    Merci d’avance
    C'est effectivement une très bonne question car ce potentiel n'est pas défini. Alors quel potentiel mesure-t-on car évidemment quand on plonge les électrodes dans le citron un potentiel apparait bel et bien ?

    Ce qu'on dit, c'est que ce potentiel va dépendre du "passé de l'électrode". Evidemment, très vite la concentration en ion Ferreux devient non nulle et dès ce moment la, le potentiel mesuré devient le "vrai" potentiel qui ne dépend que de la concentration en ion Fe2+ libre. Je précise libre car il peut y avoir des complexants qui diminuent la concentration en Fe2+ libre.

  22. #19
    henryallen

    Re : Pile électrochimique

    Bonjour

    Ok merci pour cette réponse Sethy

    Pour l'ion hydrogénocitrate je crois avoir trouvé, ce serait: C6H6O72-.

    Au revoir et encore merci

  23. #20
    henryallen

    Re : Pile électrochimique

    Bonjour

    En revenant sur ce que j’avais appris dans ce post, j’en suis venu à me poser une question: dans le cas où une des deux bornes ne participe pas à la réaction (comme par exemple dans le cas de la pile au citron), pourquoi la tension varie-t-elle selon la nature de cette borne? La relation de Nernst ne l’utilisant pas, comment peut-on expliquer ces différences?

    Merci d’avance
    Bonne journée

  24. #21
    henryallen

    Re : Pile électrochimique

    Re bonjour

    J'ai réfléchi et effectué des recherches quant à ma dernière question, en vain ... Le cas d'une telle pile serait-il particulier et nécessiterait-il par exemple l'ajout, dans l'équation, d'un autre terme qui exprimerait la différence d'électronégativité entre les métaux constituant les deux électrodes ? Sinon, je ne vois vraiment pas comment réaliser un calcul qui aurait du sens, puisqu'alors l'équation de Nernst devrait donner un résultat valable pour tous les couples d'électrodes possibles, ce qui n'est pas le cas, la tension variant selon la nature des métaux ...

    Merci

  25. #22
    Sethy

    Re : Pile électrochimique

    Effectivement, c'est la bonne piste.

    On appelle cela la "surtension". L'exemple le plus parlant est celui de la pile à cathode de Mercure.

    La surtension du Mercure face à l'Hydrogène est telle, qu'on peut électrolyser une solution de NaCl et que le Sodium est réduit à l'état métallique, mais il se dissout dans le Mercure pour former un amalgame.

  26. #23
    henryallen

    Re : Pile électrochimique

    Bonjour et merci pour la réponse

    En revanche, je ne suis pas sûr d'avoir compris ... En quoi le cas de la pile à cathode de mercure est-il similaire à celui que j'évoquais ? J'ai un peu cherché des informations sur cette pile sur Internet, mais je ne suis pas tombé sur grand chose ...

    Merci d'avance

  27. #24
    jeanne08

    Re : Pile électrochimique

    L'équation de Nernst donne le potentiel d'équilibre d'une électrode. Lorsque la pile débite, les électrodes ne sont plus en équilibre et le potentiel d'une électrode n'est plus le potentiel d'équilibre. Le potentiel de l'électrode qui débite peut être très proche de son potentiel d'équilibre ( donné par la formule de Nernst) ou plus ou moins éloigné de ce potentiel : la différence s'appelle surtension. Pour un couple redox donné la surtension varie avec la nature, l'état de surface de l'électrode et la densité de courant qui traverse l'électrode. Un cours d'électrochimie explique et détaille ce phénomène de surtension ( on étudie les courbes intensité- potentiel). On raisonne beaucoup avec la formule de Nernst mais c'est une approximation plus ou moins correcte de la fem d'une pile qui débite.

  28. #25
    henryallen

    Re : Pile électrochimique

    Merci pour vos réponses, je vais donc essayer de chercher des informations sur la surtension
    A bientôt et bonne soirée

Discussions similaires

  1. Pile électrochimique
    Par Ochsner dans le forum Chimie
    Réponses: 1
    Dernier message: 19/03/2017, 15h32
  2. Pile électrochimique
    Par Celina17 dans le forum Chimie
    Réponses: 3
    Dernier message: 06/01/2016, 15h02
  3. EXO Pile electrochimique
    Par saywow dans le forum Chimie
    Réponses: 15
    Dernier message: 23/03/2014, 15h10
  4. pile electrochimique!!!
    Par josée dans le forum Chimie
    Réponses: 11
    Dernier message: 23/05/2006, 22h06
  5. pile électrochimique.
    Par ferji dans le forum Chimie
    Réponses: 4
    Dernier message: 27/03/2006, 23h45