Cellule galvanique
Une cellule chimique convertit l'énergie chimique en énergie électrique. La plupart des batteries sont des cellules chimiques. Une réaction chimique a lieu à l'intérieur de la batterie et fait circuler le courant électrique.
Il existe deux grands types de piles : celles qui sont rechargeables et celles qui ne le sont pas.
Une batterie non rechargeable produira de l'électricité jusqu'à épuisement des produits chimiques qu'elle contient. Elle n'est alors plus utile. On peut à juste titre l'appeler "utiliser et jeter".
Une batterie rechargeable peut être rechargée en faisant passer un courant électrique à l'envers dans la batterie ; elle peut ensuite être utilisée à nouveau pour produire plus d'électricité. C'est Gaston Plante, un scientifique français, qui a inventé ces piles rechargeables en 1859.
Les piles sont de formes et de tailles diverses, des très petites utilisées dans les jouets et les appareils photo, à celles utilisées dans les voitures ou même les plus grandes. Les sous-marins ont besoin de très grosses batteries.
Types de cellules chimiques
- Cellule simple
- Cellule sèche
- Cellule humide
- Pile à combustible
- Cellule solaire
- Cellule électrique
Piles électrochimiques
Une classe extrêmement importante de réactions d'oxydation et de réduction est utilisée pour fournir de l'énergie électrique utile dans les batteries. Une simple cellule électrochimique peut être fabriquée à partir de métaux de cuivre et de zinc avec des solutions de leurs sulfates. Au cours de la réaction, des électrons peuvent être transférés du zinc au cuivre par un chemin électriquement conducteur sous la forme d'un courant électrique utile.
Une cellule électrochimique peut être créée en plaçant des électrodes métalliques dans un électrolyte où une réaction chimique utilise ou génère un courant électrique. Les cellules électrochimiques qui génèrent un courant électrique sont appelées cellules voltaïques ou cellules galvaniques, et les batteries courantes sont constituées d'une ou plusieurs de ces cellules. Dans d'autres cellules électrochimiques, un courant électrique fourni de l'extérieur est utilisé pour déclencher une réaction chimique qui ne se produirait pas spontanément. Ces cellules sont appelées cellules électrolytiques.
Cellules voltaïques
Une cellule électrochimique qui provoque un flux de courant électrique externe peut être créée en utilisant deux métaux différents, car les métaux ont une tendance différente à perdre des électrons. Le zinc perd plus facilement des électrons que le cuivre. Ainsi, en plaçant le zinc et le cuivre métallique dans des solutions de leurs sels, on peut faire circuler des électrons à travers un fil externe qui mène du zinc au cuivre. Lorsqu'un atome de zinc fournit les électrons, il devient un ion positif et passe en solution aqueuse, ce qui diminue la masse de l'électrode de zinc. Du côté du cuivre, les deux électrons reçus lui permettent de convertir un ion cuivre de la solution en un atome de cuivre non chargé qui se dépose sur l'électrode de cuivre, augmentant ainsi sa masse. Les deux réactions s'écrivent généralement
Zn(s) --> Zn2+(aq) + 2e-
Cu2+(aq) + 2e- --> Cu(s)
Les lettres entre parenthèses rappellent que le zinc passe d'un solide (s) à une solution aqueuse (aq) et inversement pour le cuivre. Il est typique dans le langage de l'électrochimie de désigner ces deux processus comme des "demi-réactions" qui se produisent aux deux électrodes.
| Zn(s) -> Zn2+(aq) + 2e- |
|
| Cu2+(aq) + 2e- -> Cu(s) |
Pour que la cellule voltaïque continue à produire un courant électrique externe, il faut que les ions sulfate en solution se déplacent de droite à gauche pour équilibrer le flux d'électrons dans le circuit externe. Les ions métalliques eux-mêmes doivent être empêchés de se déplacer entre les électrodes, de sorte qu'une sorte de membrane poreuse ou un autre mécanisme doit permettre le mouvement sélectif des ions négatifs dans l'électrolyte de la droite vers la gauche.
De l'énergie est nécessaire pour forcer les électrons à passer de l'électrode de zinc à l'électrode de cuivre, et la quantité d'énergie par unité de charge disponible de la cellule voltaïque est appelée force électromotrice (emf) de la cellule. L'énergie par unité de charge est exprimée en volts (1 volt = 1 joule/coulomb).
Il est clair que pour obtenir de l'énergie de la cellule, il faut que l'oxydation du zinc libère plus d'énergie qu'il n'en faut pour réduire le cuivre. La cellule peut produire une quantité limitée d'énergie à partir de ce processus, le processus étant limité par la quantité de matériau disponible soit dans l'électrolyte, soit dans les électrodes métalliques. Par exemple, s'il y avait une mole d'ions sulfate SO42- du côté du cuivre, le processus se limiterait à transférer deux moles d'électrons par le circuit externe. La quantité de charge électrique contenue dans une mole d'électrons est appelée constante de Faraday, et est égale au nombre de fois la charge de l'électron selon Avogadro :
Constante de Faraday = F = NAe = 6,022 x 1023 x 1,602 x 10-19 = 96 485 Coulombs/mole
Le rendement énergétique d'une cellule voltaïque est donné par la tension de la cellule multipliée par le nombre de moles d'électrons transférés multiplié par la constante de Faraday.
Production d'énergie électrique = nFEcell
La force électromotrice de la cellule peut être prédite à partir des potentiels d'électrode standard des deux métaux. Pour la cellule zinc/cuivre dans les conditions standard, le potentiel de cellule calculé est de 1,1 volt.
Cellule simple
Une cellule simple comporte généralement des plaques de cuivre (Cu) et de zinc (Zn) dans de l'acide sulfurique dilué. Le zinc se dissout et des bulles d'hydrogène apparaissent sur la plaque de cuivre. Ces bulles d'hydrogène interfèrent avec le passage du courant, de sorte qu'une cellule simple ne peut être utilisée que pendant une courte période. Pour fournir un courant régulier, un dépolarisant (un agent oxydant) est nécessaire pour oxyder l'hydrogène. Dans la cellule de Daniel, le dépolarisant est le sulfate de cuivre, qui échange l'hydrogène contre du cuivre. Dans la batterie Leclanche, le dépolarisant est le dioxyde de manganèse, qui oxyde l'hydrogène en eau.
Cellule simple
Cellule Daniel
Le chimiste anglais John Frederick Daniell a développé en 1836 une cellule voltaïque qui utilisait le zinc et le cuivre et des solutions de leurs ions.
Clé
- Tige de zinc = borne négative
- H2SO4 = électrolyte d'acide sulfurique dilué
- Un pot poreux sépare les deux liquides
- CuSO4 = dépolarisant au sulfate de cuivre
- Pot en cuivre = borne positive
Diagramme d'une cellule de Daniel
Questions et réponses
Q : Qu'est-ce qu'une cellule chimique et à quoi sert-elle ?
R : Une pile chimique est un dispositif qui convertit l'énergie chimique en énergie électrique. Son but est de produire un courant électrique au moyen d'une réaction chimique.
Q : Qu'est-ce que la plupart des piles ?
R : La plupart des piles sont des cellules chimiques.
Q : Que se passe-t-il à l'intérieur d'une pile pour faire circuler le courant électrique ?
R : Une réaction chimique se produit à l'intérieur de la pile et fait circuler le courant électrique.
Q : Combien y a-t-il de types de piles et quels sont-ils ?
R : Il existe deux principaux types de piles : celles qui sont rechargeables et celles qui ne le sont pas.
Q : Que se passe-t-il lorsqu'une pile non rechargeable est épuisée ?
R : Une pile non rechargeable produit de l'électricité jusqu'à ce que les produits chimiques qu'elle contient soient épuisés. Elle n'est alors plus utile et peut être jetée.
Q : Qui a inventé les piles rechargeables et quand ?
R : Les piles rechargeables ont été inventées par Gaston Plante, un scientifique français, en 1859.
Q : Les piles peuvent-elles être de tailles différentes et quel est l'exemple d'un appareil nécessitant une pile de grande taille ?
R : Oui, les piles peuvent avoir de nombreuses formes et tailles. Un sous-marin est un exemple d'appareil nécessitant une grande batterie.
