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LES PILES

1. Transfert spontané d’électrons 1.1. Transfert spontané direct

Lorsque deux espèces de deux couples oxydant/réducteur sont mélangées, il y a transfert spontané d’électrons entre l’oxydant d’un couple et le réducteur de l’autre couple. L’application du critère d’évolution spontané permet de connaitre le sens de la transformation chimique et rend compte de ce qui est observé. Expérience : Dans un bécher, V1 = 20 mL de solution de sulfate de cuivre (II) de concentration en soluté apporté C1 = 1, 0 mol.L−1 ; V2 = 20 mL de solution de sulfate de zinc (II) de concentration en soluté apporté C 2 = 1, 0 mol.L−1 On plonge une lame de zinc, une lame de cuivre et de la poudre de zinc. Observations : après filtration pour récupérer la poudre de zinc et voir qu’elle est rouge la couleur bleue de la solution s’atténue apparition d’un dépôt de cuivre rouge sur la lame de zinc et la poudre de zinc. La température de la solution augmente : la réaction dégage de l’énergie. Confrontation avec la théorie : 2+ Couples intervenant : Cu (aq) / Cu (s)

2+ Cu (aq)

+ 2 e−

= Cu (s)

2+ Zn (aq) / Zn (s)

2+ Zn (aq)

+ 2 e−

= Zn (s)

Équation de la réaction associée à la transformation chimique : 2+ 2+ Cu (aq) + Zn (s) = Zn (aq) + Cu (s) de constante K = 4, 6 × 1036 . Calcul du quotient de réaction à l’état initial : C2 V2 2+  Zn (aq)  V + V CV 2 Q r,i = = 1 = 2 2 = 1, 0 car C1 = C2 et V1 = V2 . 2+ C1V1 C1V1 Cu (aq)  V1 + V2 36 Donc Q r,i = 1 < K = 4, 6 ⋅10 , le système évolue dans le sens direct (

) ce qui est bien le sens observé.

Les ions cuivre (II) et le métal zinc ont échangé des électrons directement car ils sont en contact : le zinc à 2+ cédé des électrons aux ions Cu (aq) . De l’énergie a été libérée. 1.2. Transfert spontané indirect

Le transfert spontané d’électrons peut se réaliser par l’intermédiaire d’un circuit électrique extérieur. Les couples oxydant/réducteur sont séparés et la transformation chimique n’a lieu que si on les relie par un pont conducteur. Expérience 1 : un bécher avec V1 = 20 mL solution de sulfate de cuivre C1 = 1, 0 mol.L−1 et une lame de cuivre plongée dedans. Un bécher avec V2 = 20 mL une solution de sulfate de zinc C 2 = 1, 0 mol.L−1 et une lame de zinc plongée dedans. On relie les deux plaques métallique avec un ampèremètre en série avec une résistance (10 Ω ) (ou une DEL). P .PECORELLA

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Dés que les solutions sont reliées par un pont, on constate qu’un courant circule dans le circuit électrique fermé de la plaque de cuivre vers la plaque de zinc. On a ainsi réalisée une pile. A V Lame de cuivre

Lame de zinc Pont salin

Solution de

Solution de

Expérience 2 : Pile Daniell, montage de 1836. Le vase poreux remplace le pont salin.

Lame de zinc qui entoure le vase poreux

V

Lame de cuivre Vase poreux

Solution de Solution de

2. Constitution d’une pile 2.1. Définition

Une pile convertit une énergie chimique en énergie électrique (voir cours de 1°S) grâce à un transfert spontané indirect d’électrons entre deux couples oxydant/réducteur via un circuit électrique extérieur. 2.2. Les composants d’une pile

Une pile est constituée de deux demi-piles. Chaque demi-pile contient l’oxydant et le réducteur d’un couple. Les demi piles sont reliées par un pont salin (ou séparées par une paroi poreuse).  Demi pile redox Une demi-pile est constituée d’un métal M plongeant dans une solution de ses ions Mn+. La lame métallique constitue l’électrode. La solution est appelée solution électrolytique.  Le pont salin Un pont salin contient un électrolyte. Le pont salin sert : à fermer le circuit afin de permettre la circulation du courant électrique À assurer l’électroneutralité des solutions de chaque demi-pile.  Pile redox P .PECORELLA

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La pile ainsi constituée met en jeu un transfert spontané d’électrons d’un réducteur vers un oxydant. L’oxydant et le réducteur ne sont pas mis en contact direct et le transfert d’électron peut être canalisé et utilisé dans un circuit électrique extérieur à la pile. Les réactions d’oxydation et de réduction ont lieu à la surface des électrodes.  Schéma conventionnel (chimique) n+ p+ Pour une pile constituée par deux demi-piles associées aux couples redox M1 / M1 et M 2 / M 2 : − M1 | M1n + || M p2 + | M 2 +

Les électrodes sont les deux lames métalliques et le pont électrolytique est représenté par un double trait. Les deux demi-piles peuvent être identiques, différer par la nature des couples redox ou présenter des électrodes identiques avec des concentrations des ions différentes.  TP les piles

3. Fonctionnement d’une pile 3.1. Réaction aux électrodes

On distingue les électrodes suivant la réaction qui a lieu à leur surface. Par définition : L’anode est l’électrode qui est le siège d’une oxydation La cathode est l’électrode qui est le siège d’une réduction. 3.2. Mouvement des porteurs de charge

Lorsqu’on relie la pile à un circuit électrique fermé, un courant électrique circule. On étudie par exemple la pile Daniell (pile zinc-cuivre).  Mouvement des électrons dans le circuit électrique Les réactions d’oxydoréduction se produisant à la surface des lames métalliques sont appelées réactions aux électrodes. 2+ − À l’électrode de zinc, Zn (s) = Zn (aq) + 2 e , la réaction fournit des électrons, il s’agit donc de l’oxydation du zinc, cette éléectrode est l’anode. La concentration en ion zinc (II) augmente au cours du temps et la lame perd de sa matière, sa masse diminue. 2+ − À l’électrode de cuivre, Cu (aq) + 2 e = Cu (s) , la réaction capte des électrons, il s’agit donc de la réduction des ions cuivre (II), cette électrode est la cathode. La concentration en ion cuivre (II) diminue au cours du temps et la lame gagne de la matière, sa masse augmente (par suite du dépôt de cuivre).

 Mouvement des ions et rôle du pont électrolytique Les électrons n’existent pas à l’état libre dans les solutions aqueuses électrolytiques. Dans les solutions comme dans le pont salin, la circulation du courant est assurée par un déplacement d’ions. 2+ Dans la demi-pile au cuivre, les ions Cu (aq) disparaissent et la neutralité électrique de la solution est assurée + par l’arrivée des ions K (aq) en provenance du pont salin. 2+ Dans la demi-pile au zinc, les ions Zn (aq) apparaissent et la neutralité électrique de la solution est assurée − par l’arrivée des ions Cl(aq) en provenance du pont salin.

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e e

Zoom

I

I

K

2+ 2 e − Cu (aq)

Cu (s)

e + (aq)

Cl

Pont salin

−

e e−

2+ Cu (aq) Cu (s)

e

Zoom

−

2 e − Zn 2+

− (aq)

e e−

(aq)

2+ Zn (aq)

Zn (s)

Zn (s)

− SO 24(aq)

− SO 24(aq)

3.3. Prévision du critère d’évolution spontanée

On a déjà vu dans le cas de la pile Daniell : 2+ 2+ La réaction d’oxydoréduction a pour bilan : Cu (aq) + Zn (s) = Zn (aq) + Cu (s) de constante K = 4, 6 × 1036 . Avec une pile « neuve » : les concentrations en ions métalliques de chacune des demi pile sont égale et [Zn 2+ ] i ; 1 = K . Le sens d’évolution spontanée est donc le sens voisines d’une mole par litre donc Q r, i = [Cu 2+ ] i direct. Comment retrouver le sens de circulation des porteurs de charges dans une pile ? Le critère d’évolution permet de connaître le sens de la réaction qui se déroule pour atteindre l’état d’équilibre et on en déduit les réactions aux électrodes qui donnent ensuite le déplacement des porteurs de charge. + 2+ Exemple : La pile cuivre argent. Couples intervenant, Ag (aq) / Ag (s) et Cu (aq) / Cu (s) . Les concentrations en ions métalliques à l’état initiale sont égales à C = 0,1 mol.L−1 . Réactions qui peuvent avoir lieu entre ces couples : 2+ + 2 Ag (s) + Cu (aq)  → 2 Ag (aq) + Cu (s) K1 = 4, 7 ⋅10−16 à 25°C (réaction ) + 2+ 2 Ag (aq) + Cu (s)  → 2 Ag (s) + Cu (aq) K 2 = 2,1 ⋅1015 à 25°C (réaction ) 2

Dans l’état initial :

+  Ag (aq)  Q r,i1 = = 0,1 > K1 donc la réaction évolue en sens inverse. 2+  Cu (aq) 

Q r,i2

2+  Cu (aq)  = = 10 < K 2 donc la réaction évolue dans le sens direct. 2 +  Ag (aq) 

15 La réaction spontanée est donc la réaction . K 2 = 2,1 ⋅10 donc la réaction est totale. + L’électrode de cuivre cède des électrons qui sont captés par les ions Ag (aq) au contact de l’électrode

d’argent. À l’extérieure de la pile les électrons vont de l’électrode de cuivre vers l’électrode d’argent. Le courant circule dans l’autre sens. L’électrode de cuivre est le siège d’une oxydation, c’est l’anode, elle constitue la borne de la pile car elle cède les électrons. L’électrode d’argent est le siège d’une réduction, c’est la cathode, elle constitue le borne + de la pile car dans le circuit extérieur, les électrons arrivent à cette électrode Les ions positifs du pont salin vont se diriger vers la demi-pile argent afin de compenser la disparition des + ions Ag (aq) . Les ions négatifs du pont salin vont se diriger vers la demi-pile cuivre afin de compenser l’apparition des 2+ ions Cu (aq) . P .PECORELLA

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3.4. La pile, système hors équilibre

Au cours de son fonctionnement, la pile est un système chimique hors équilibre. La réaction d’oxydoréduction dont elle est le siège est spontanée, la pile tend alors vers un état d’équilibre qui est atteint lorsqu’elle est usée.

4. Étude quantitative d’une pile 4.1. Intensité du courant débité par une pile

 Si pendant une durée , il circule à travers une section S de conducteur N électrons de charge −19 individuelle q e = −e = −1, 6 ⋅10 C , la charge totale qui a traversé la section S est N ⋅ q e = N ⋅ (−e) .  L’intensité du courant continu est définie comme un débit de charges (soit un débit d’électrons) :

I=

Q ∆t

avec Q la valeur absolue de la charge. Donc

Q = N ⋅ ( −e) = N ⋅ e

et

I=

N⋅e ∆t

− −  Si N électrons sont transférés entre les deux demi-piles, N = n(e ) N A avec n(e ) la quantité de matière d’électrons transféré en mol. Donc Q = n(e ) ⋅ N ⋅ e  Le produit N ⋅ e est une constante appelée le Faraday, noté F (ou F) , c’est la valeur absolue de la charge d’une mole d’électrons. 1 F = N A e = 6, 02 ⋅1023 ×1, 6 ⋅10−19 = 9, 65 ⋅104 C.mol−1 −

A

A

 L’intensité I du courant continu débité pendant une durée

est donc

I=

n(e − ) ⋅ N A ⋅ e n(e − ) ⋅ F = ∆t ∆t

4.2. Bilan de matière dans la pile

Al(s) 2+ − Cas de la pile cuivre-aluminium : Cu (aq) + 2 e 2+ 2 Al(s) + 3 Cu (aq) Žtat:

avancement

initial

0 x

intermŽdiaire

+ = Al3(aq) + 3 e− = Cu (s) 3+ = 2 Al(aq) + 3 Cu (s)

2+ 3 Cu (aq) + 2 Al(s) 2+ n i (Cu (aq) ) n i (Al(s) ) 2+ n i (Cu (aq) ) − 3 x n i (Al(s) ) − 2 x

 →

(×2) (×3)

2 Al3+ + 3 Cu (s) (aq) 3+ n i (Al(aq) ) n i (Cu (s) ) 3+ n i (Al(aq) ) + 2 x n i (Cu (s) ) + 3 x

−

e ŽchangŽs

0 6x

Les équations aux électrodes indiquent que pour un avancement de x de la réaction, 6 x moles d’électrons ont été échangées. Le nombre d’électrons échangés est donc : N = 6 x N A avec N A = 6, 02 ×1023 mol −1 la constante d’Avogadro. La charge électrique totale transportée Q = − 6 x N A e = 6 x N A e = 6 x F q 6xF 6xF .   t t t Donc on peut relier les quantités de matière des réactifs consommées à l’intensité du courant fourni par la I ∆t pile pendant la durée : x= pour la pile cuivre-aluminium. 6F I ∆t Dans le cas général d’une pile dont la réaction d’oxydoréduction met en jeu y électrons : x = . yF I en ampères, en secondes, F le faraday et y est un nombre sans dimension, c’est le « nombre stœchiométrique des électrons ». Si la charge est transférée pendant la durée t , l’intensité I du courant : I 

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Application : calcul de la masse d’aluminium consommée dans une pile cuivre-aluminium après qu’elle a débité une intensité de 10 mA pendant 2,0 heures. M(Al) = 27 g/mol q q I ∆t I= ⇔ q = I ∆t et q = n(e − ) N A e = n(e − ) F donc n(e − ) = = . ∆t F F n(e − ) D’après l’équation et le tableau précedent, n(e − ) = 6 x ⇔ x = et 6 n(e − ) . ∆n(Al(s) ) = n f (Al(s) ) − n i (Al(s) ) = n i (Al(s) ) − 2 x − n i (Al(s) ) = − 2 x = − 2 6 I ∆t n(e − ) I ∆t M(Al) . ∆ n(Al ) = n (Al ) − n (Al ) = − =− Donc et ∆m(Al(s) ) = ∆n(Al(s) ) M(Al) = − (s) f (s) i (s) 3F 3 3F A.N. : ∆m(Al(s) ) = −

10 ⋅10−3 × 2, 0 × 3600 × 27, 0 = −6, 7 ⋅10−4 g , valeur négative car la masse a diminuée. 4 3 × 9, 65 ⋅10

4.3. La pile usée

Une pile est usée ou déchargée lorsqu’elle a atteint son état d’équilibre donc quand Q r = K . Des réactifs ont été consommés, et comme la réaction est totale elle atteint son avancement maximum I ∆t max Q max xmax = = et Q max = y x max F . yF yF Cette quantité est liée aux quantités de matières des réactifs présents dans la pile et la pile est déchargée lorsqu’au moins l’un des réactifs est entièrement consommé. Une pile n’est pas rechargeable. Pour une pile donnée, la quantité totale d’électricité qu’elle peut fournir est appelée capacité C de la pile. La capacité est égale à la valeur absolue de la charge électrique transportée au cours de la durée totale de fonctionnement de la pile. C = Q max = I ∆t max . Unités : Ah si le temps est en heures, C si le temps est en secondes (1 A.s = 1 C). Exemple : Soit une pile argent-cuivre : la demi pile à l’argent contient V = 25 mL de nitrate d’argent de concentration 1,0 mol/L. L’intensité du courant débité est I = 0,10 A . 1°/ Calculer la durée maximale de fonctionnement de cette pile si l’ion argent est le réactif limitant. + 2+ → 2 Ag (s) + Cu (aq) On a vu précédemment que la réaction de cette pile est 2 Ag (aq) + Cu (s)  . Žtat E.I. E.F.

avancement 0 mol x Žq

+ 2 Ag (aq) + (aq)

n i (Ag ) + n i (Ag (aq) ) − 2 x Žq

+

Cu (s)

=

n i (Cu (s) ) n i (Cu (s) ) − x Žq

2 Ag (s) n i (Ag (s) ) n i (Ag (s) ) + 2 x Žq

+

2+ Cu (aq)

Žlectrons

2+ (aq)

n i (Cu ) 2+ n i (Cu (aq) ) + x Žq

0 mol 2 x Žq

La réaction est totale donc x Žq = x max , l’ion argent est réactif limitant donc n i (Ag + ) = 2 x max = C V = 2,5 ⋅10−2 mol . De plus n(e − ) = 2 x max = C V . Q Q 2 x max F I = max ⇔ ∆t max = max = = 4,8 ⋅104 s soit environ 13 h. ∆t max I I 2°/ Calculer la masse de cuivre ayant réagi et dire s’il s’agit d’un dépôt ou d’une perte de masse. ∆n(Cu (s) ) = − x Žq = −1, 25 ⋅10−2 mol , il y a perte de masse. ∆m(Cu (s) ) = ∆n(Cu (s) ) M(Cu (s) ) = −1, 25 ⋅10−2 × 63,5 = − 0, 79 g .

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5. Force électromotrice d’une pile (document élève) 5.1. Rappel de 1°S

La f.e.m d’une pile correspond à la tension à vide de la pile. On mesure la f.e.m. en plaçant un voltmètre entre les deux électrodes de la pile quand aucun courant ne circule. Lorsqu’une pile débite du courant, la tension U (ou ) à ses bornes est inférieure à sa tension à vide et dépend de l’intensité I du courant. (Voir cours de physique de 1°S) 5.2. Convention générateur et sens de circulation du courant

Rappel du schéma électrique de la pile avec les polarités. Flécher et I. La mesure de la f.é.m. permet de trouver le sens du courant. (Un ampèremètre permet également de trouver le sens du courant.)

U PN

U PN

I E

5.3. Bilan énergétique électrochimique

rI

 Loi de fonctionnement d’un générateur : U = E − r ⋅I avec tension aux bornes du générateur en volts E force électromotrice (f.é.m.) en volts r résistance interne en ohms.  Bilan de puissance : U PN = E − r ⋅ I ⇒ P = U PN ⋅ I = E ⋅ I − r ⋅ I 2 EI correspond à la puissance consommée par le générateur r I² à la puissance consommé par effet Joule dans le générateur (perte). P est la puissance fournie par le générateur au reste du circuit électrique connecté entre les bornes P et N Soit Pfournie = PtransformŽe − PJ  Bilan d’énergie : U PN =  − ⋅  ⇒ ⋅ ∆ =   ⋅  ⋅ ∆ =  ⋅  ⋅ ∆− ⋅   ⋅ ∆ PN

U PN ⋅ I ⋅ € t représente l’énergie électrique fournie au circuit par le générateur. r ⋅ I 2 ⋅ € t représente l’énergie dissipée sous forme thermique par effet Joule. E ⋅ I ⋅ € t est l’énergie totale fournie par la pile. C’est « l’énergie chimique » contenue dans la pile dans l’état initial du système et libérée par la réaction d’oxydoréduction.    ∆    =  =  Rendement : η =    ∆ 

6. Les piles usuelles 6.1.La pile saline ou pile Leclanché 2+ Les demi piles font intervenir les couples Zn (aq) /Zn (s) et MnO 2 /MnO(OH)(s) reliés par une solution acide de chlorure d’ammonium. Ex : écrire l’équation de la réaction. 2+ Zn (s) +2 MnO2 (s) + 2H +(aq)  → Zn (aq) +2 MnO(OH)(s)

L’électrolyte est gélifié pour rendre la pile transportable et utilisable dans toutes les positions, c’est pourquoi ce type de pile a été appelé « pile sèche ». Pour éviter de consommer tout le zinc qui sert de boîtier, le dioxyde de manganèse est le réactif limitant. La représentation symbolique de cette pile est variable (en réalité présence de ZnCl2). Sa f.é.m. est voisine de 1,5 V. Problème : cette pile est le siège d’une réaction secondaire qui consomme du zinc. + 2+ − Zn (s) + 2 H 2 O + 2 H (aq)  → Zn (aq) + H 2 (g) + 2 OH (aq) P .PECORELLA

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Cette réaction de cinétique lente réduit la capacité de la pile et peut provoquer la rupture du boîtier en zinc et laisser fuir l’électrolyte acide. Le mercure permettait de ralentir davantage cette réaction. 6.2. La pile alcaline

La pile alcaline de Mallory comprend les mêmes réactifs que la pile saline de Leclanché mais avec un électrolyte basique KOH. Cet électrolyte est un meilleur conducteur et la résistance interne des piles alcalines est plus faible que les salines, elles fonctionnent plus longtemps. Ex : écrire l’équation de la réaction. Attention les ions zinc (II) donnent des complexes en milieu basique. − Zn (s) + 2 MnO 2 (s) + 2 H 2 O + 2 OH (aq)  → Zn(OH)42−(aq) + 2 MnO(OH)(s)

LES PILES USUELLES

Pôle

Pôle

Pile saline dite Leclanché

Pile alcaline

 Bâton de graphite  Électrolyte gélifie MnO 2 (dioxyde de manganèse) Milieu acide  Couple MnO 2(s) / MnO(OH)(s)

 Poudre de graphite reliée à un boitier en acier  Électrolyte gélifie MnO 2 (dioxyde de manganèse) Milieu très basique  Couple MnO 2(s) / MnO(OH)(s)

 Poudre de graphite  Électrolyte gélifie Ag 2 O (oxyde d’argent) Milieu très basique  Couple Ag 2 O(s) / Ag (s)

 Plaque de zinc  Électrolyte gélifié NH 4 Cl et ZnCl2 2+  Couple Zn (gel) / Zn (s)

 Poudre de zinc répartie autour d’un clou en acier  Électrolyte gélifié  Couple ZnO(s) / Zn (s)

 Poudre de zinc  Électrolyte gélifié  Couple ZnO(s) / Zn (s)

Énergie volumique ( kJ.cm −3 )

0,4

Pile bouton à oxyde d’argent

0,8

1,8

Exploitation : 1°/ Principe de fonctionnement d’une pile saline. 1.1. Écrire les demi-équations des réactions qui ont lieu au niveau de chaque pôle de cette pile. 2+ Zn (s)  → Zn (gel) + 2 e− + MnO 2 (s) + H (gel) + e −  → MnO(OH)(s)

(×2)

1.2. En déduire que l’équation de la réaction au sein de la pile est : + 2+ Zn (s) + 2 MnO 2 (s) + 2H (gel)  → Zn (gel) + 2 MnO(OH)(s) 1.3. Pourquoi cette pile est-elle qualifiée de saline ? Car NH 4 Cl et ZnCl2 sont des composés appelés « sels ». 1.4. Pourquoi ces piles sont-elles dites « sèches » ? Car l’électrolyte est gélifié ce qui évite les écoulements, alors que les premières piles avaient un électrolyte liquide donc difficilement transportables (pile de Volta, de Daniell…) P .PECORELLA

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1.5. Lorsque le zinc de l’électrode négative est consommé, c’est le fer du boitier en acier qui pourrait le remplacer. Expliquer alors l’intérêt d’avoir pour réactif limitant le dioxyde de manganèse. Si c’est MnO 2 le réactif limitant, le zinc est toujours en excès donc la réaction s’arrête avant que le boitier en fer ne puisse être consommé, la pile ne se perce pas, les composés quelle contient ne s’en échappent pas. 2+ + 1.6. Cette pile est le siège d’une réaction secondaire lente entre les couples Zn (gel) / Zn (s) et H (gel) / H 2(g) . Écrire les demi-équations et l’équation de la réaction qui a lieu dans la pile. Si cette réaction a lieu, que peut-elle provoquer ? Zn (s) + 2 H (gel) + 2 e − + Zn (s) + 2 H (gel)

2+ = Zn (gel) + 2 e− = H 2(g) 2+  → Zn (gel) + H 2(g)

Il y a formation de gaz, qui fait gonfler la pile, donc risque de rupture du boitier et fuite de l’électrolyte acide. 2°/ Principe de fonctionnement d’une pile alcaline. 2.1. Écrire les demi-équations des réactions qui ont lieu au niveau de chaque pôle de cette pile. − Zn (s) + 4 HO(gel) = Zn(OH) 24−(gel) + 2 e − MnO 2 (s) + H 2 O + e − = MnO(OH) (s) + HO −(gel) (×2) 2.2. En déduire que l’équation de la réaction au sein de la pile est : − Zn (s) + 2 MnO 2 (s) + 2 H 2 O(gel) + 2 OH (gel)  → Zn(OH) 24−(gel) + 2 MnO(OH)(s) 2.3. Pourquoi ce type de pile est-elle appelée « pile alcaline » ? La potasse est une base autrefois appelée alcali. Le potassium appartient à la première colonne de la classification périodique, les métaux alcalins. 3°/ Quels sont les avantages et les inconvénients des piles boutons par rapport aux piles salines et aux piles alcalines ? Avantages : énergie volumique importante, plus compactes. Inconvénient : elles peuvent contenir des traces de mercure. 4°/ Dans la pile au lithium, le lithium remplace le zinc de la pile alcaline classique et l’électrolyte referme un solvant organique et non de l’eau. + 4.1. Écrire l’équation de la réaction au sein de la pile. (couple MnO 2(s) / MnO(OH)(s) et Li / Li (s) ). Li MnO 2 (s) + H 2 O + e − Li + MnO 2 (s) + H 2 O

= Li + + e − − = MnO(OH)(s) + HO(gel) −  → Li + + MnO(OH)(s) + HO(gel)

4.2. Expliquer pourquoi on utilise un solvant organique. Le lithium est un métal alcalin qui réagit violemment avec l’eau en produisant du dihydrogène. (voir + − cours de seconde) 2 Li (s) + 2 H 2 O = 2 Li + H 2(g) + 2 HO

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