I- La transformation non totale.

1)- Définition.

a)-  Transformation totale :

 Tableau d'avancement (cours de première)

►  L’avancement maximal : x_max.

-  Définition :

-  L’avancement maximal x_max correspond à la plus petite valeur de l’avancement pour laquelle la quantité finale de l’un au moins des réactifs est nulle.

-  Ce réactif est alors appelé : réactif limitant.

-  Recherche dans le cas précédent.

-  Comment peut-on déterminer la valeur de l’avancement maximal x_max d’une réaction chimique ?

►  Exemple : réaction entre les ions thiosulfate et le diiode.

-  on ajoute lentement, tout en agitant, un volume V1 = 10 mL d’une solution aqueuse de diiode I2 (aq) de couleur jaune-orangé, de concentration C1 = 1,0 × 10–2 mol / L, à l’aide d’une burette graduée.

 

-  Schéma :

►  Observations :

-  Au fur et à mesure, de l’ajout de la solution, on observe la décoloration de la solution aqueuse de diiode.

-  Lorsque toute la solution de diiode a été versée, la solution finale est incolore.

-  Au cours de la réaction, il se forme des ions iodure I^– (aq) et des ions tétrathionate S₄O₆^2– (aq) qui sont incolores.

-  Les ions sodium Na⁺ (aq), qui sont incolores, ne participent pas à la réaction, ce sont des ions spectateurs.

-  En fin de réaction, tout le diiode a disparu puisque le mélange réactionnel est incolore.

-  La réaction est totale.

-  Équation bilan de la réaction :

-  Quantité de matière :

-  Tableau d’avancement :

-  La grandeur x_f représente l’avancement final.

-  La grandeur x_max représente l’avancement maximal.

-  On remarque que l’avancement x est égal à la quantité de matière de diiode consommée.

-  On peut écrire : n (I₂) = n₁ – x

-  Au début de la réaction, l’avancement x = 0, puis l’avancement x augmente au cours de la réaction pour atteindre la valeur x_f lorsque l’état final est atteint.

-  Puis on compare les valeurs de x_f et x_max.

►  Recherche de l’avancement maximal x_max de la réaction :

-  Comme, on est en présence de deux réactifs, on peut émettre deux hypothèses.

-  En conséquence :

-  Le réactif limitant est le diiode I₂ (aq), il a été totalement consommé.

-  Ceci est en accord avec les observations expérimentales.

-  Le réactif en excès est l’ion thiosulfate S₂O₃^2– (aq), il n’a pas totalement réagi.

-  Il reste des ions thiosulfate en fin de réaction.

-  Une transformation est dite totale si l’avancement final x_f  de la réaction est égal à son avancement maximal x_max.

-  Une transformation est dite non totale si l’avancement final x_f de la réaction est inférieur à son avancement maximal x_max.

-  L’avancement final permet de réaliser le bilan de matière, c’est-à-dire de calculer les quantités de matière de toutes les espèces chimique à l’état final.

-  Dans le cas présent, la réaction entre le diiode I₂ (aq) et les ions thiosulfate S₂O₃^2– (aq) est une transformation totale :

-  x_f = x_max.

-  On peut maintenant compléter le tableau d’avancement de la réaction.

-  On connait ainsi l’état final du système et le bilan de matière.

b)-  Transformation non totale.

-  Comparer l’avancement final x_f et l’avancement maximal x_max permet de distinguer les transformations totales et non totales.

-  Pour une transformation non totale, il faut connaître la valeur de l’avancement final x_f  pour  effectuer le bilan de matière à l’état final.

-  Dans le cas d’une transformation non totale :

-  À l’état final :

-  Les quantités des espèces ne varient plus ;

-  Tous les réactifs et les produits coexistent.

-  On est en présence d’un équilibre chimique.

-  Lors d’une réaction non totale :

-  Les réactifs réagissent entre eux pour donner les produits ;

-  Simultanément :

-  Les produits réagissent pour donner les réactifs.

-  Une réaction non totale est modélisée par deux réactions opposées l’une de l’autre.

-  L’équation de la réaction s’écrit alors avec une double flèche qui traduit le fait que deux réactions, inverses l’une de l’autre, peuvent se produire simultanément dans le système.

-  L’équation s’écrit alors :

a A + b B     c C + d D

►  Exemple : Réaction entre l’acide éthanoïque et l’eau :

2)- Notion d’équilibre dynamique.

►  Échelle microscopique :

-  Lorsque l’état d’équilibre est atteint :

-  Les nombres moyens de chocs efficaces, par unité de temps, entre les espèces réactives d’une part et entre les espèces produites d’autre part sont égaux.

►  Échelle macroscopique :

-  La vitesse d’apparition de toute espèce chimique intervenant dans l’équation de la réaction est égale à sa vitesse de disparition.

-  On est en présence d’un équilibre chimique dynamique.

-  Le milieu réactionnel est le siège d’une activité chimique permanente à l’échelle microscopique.

-  À l’échelle macroscopique les effets de cette activité se compensent globalement.

3)- Taux d’avancement final.

-  Le taux d’avancement final d’une réaction, noté τ (tau), est le quotient de l’avancement final par l’avancement maximal :

4)- Application :

a)-  Réaction entre l’acide éthanoïque et l’eau :

-  Dans une fiole jaugée de volume V = 500,0 mL, partiellement remplie d’eau distillée,

-  On verse avec précaution V_app = 2,86 mL  (ou m_app = 3,00 g) d’acide éthanoïque ou acétique.

-  On mélange, puis on complète avec de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge et on homogénéise.

-  L’eau, le solvant, est en large excès.

-  On verse un volume V₁ = 40 mL de la solution obtenue dans un bécher et on mesure le pH de cette solution.

-  Le pH-mètre indique : pH = 2,90.

-  L’équation de la réaction est la suivante :

-  Données :

-  Masse molaire de l’acide éthanoïque :

-  M = 60,05 g . mol^–1 densité ; d = 1,05 ;

-  Masse volumique de l’eau : ρ₀ = 1,00 g . mL^–1.

b)-  Questions :

-  Déterminer la valeur de la concentration C₁ en acide éthanoïque de la solution obtenue.

-  Reproduire et compléter le tableau d’avancement de la réaction.

-  Déterminer la valeur de l’avancement maximal x_max de la réaction.

-  Déterminer la valeur de l’avancement final x_f à partir de la valeur du pH de la solution.

-  Comparer x_max et x_f, puis conclure.

-  En déduire la valeur du taux d’avancement τ de la réaction entre l’acide éthanoïque pur et l’eau.

c)-  Réponses.

►  Valeur de la concentration C₁ en acide éthanoïque de la solution obtenue :

-  Quantité de matière initiale d’acide éthanoïque :

-  C’est la quantité de matière d’acide éthanoïque apporté.

-  Masse d’acide éthanoïque utilisé : 

-  m = ρ . V

-  Or, on connaît la densité de l’acide éthanoïque :

- 

-  relation :

-  m = ρ₀ . d .V

-  Quantité de matière correspondante :

-  C’est la quantité de matière initiale d’acide éthanoïque :

-   

-   Valeur de la concentration C₁

-   

►  Tableau d’avancement de la réaction :

►   Valeur de l’avancement maximal x_max de la réaction :

-  L’avancement maximal x_max serait atteint si l’acide éthanoïque était totalement consommé.

-  Dans ce cas :

-  C₁ . V₁ – x_max = 0

-  x_max = C₁ . V₁

-  x_max ≈ 4,0 × 10^–3 mol

►  Valeur de l’avancement final x_f de la réaction :

-  On calcule la valeur de x_f à partir de la valeur du pH de la solution :

-  D’après de tableau d’avancement de la réaction, on peut écrire que :

-  x_f = n_f (H₃O ⁺)

-  D’autre part : pH = 2,90 qui est équivalent à [H₃O ⁺]_f = C⁰ × 10^{– pH} mol . L^–1

-  Avec C⁰ :

-  Concentration standard : C⁰ = 1,0 mol . L^–1

-  x_f = n_f (H₃O ⁺) = [H₃O ⁺]_f . V₁

-  x_f ≈ 1,0 × 10^{– 2,9} × 40 × 10^–3

-  x_f ≈ 5,0 × 10^–5 mol

-  On constate que x_f  <  x_max

-  La réaction, entre l’acide éthanoïque et l’eau, est instantanée, mais n’est pas totale.

-  Le réactif limitant n’ayant pas totalement réagi, les réactifs et les produits coexistent dans le mélange réactionnel à l’état final.

-  On peut compléter le tableau d’avancement de la réaction :

►  Valeur du taux d’avancement τ de la réaction entre l’acide éthanoïque pur et l’eau :

-   

II- L’évolution spontanée d’un système.

1)- Quotient de réaction Q_r.

a)-  Système ne comportant que des espèces dissoutes.

-  Considérons la réaction chimique non totale suivante :

a . A (aq)  +  b . B (aq)   c . C (aq)  +  d . D (aq)

-  Par définition, le quotient de réaction Q_r de cette réaction s’écrit :

►  Remarque :

-  Pour simplifier l’expression, on omet de mettre la concentration standard C⁰.

-  Mais, il ne faut pas oublier que le quotient de réaction est une grandeur sans unité qui caractérise un système chimique dans un état donné :

►  Exemple : Quotient de réaction de la réaction suivante :

I₂ (aq)  + 2 S₂O₃^2– (aq) →  2 I^– (aq) + S₄O₆^2– (aq)

- 

b)-  Cas d’une réaction où le solvant intervient :

-  Par convention, l’eau, solvant, n’intervient pas dans l’écriture de l’expression de Q_r (même s’il intervient dans l’équation de la réaction)

►  Exemple : réaction entre l’acide éthanoïque et l’eau :

-  Dans cette réaction, l’eau est le solvant.

-   

c)-  Cas d’une réaction avec des espèces solides :

-  Les espèces chimiques solides n’apparaissent pas dans l’expression du quotient de réaction.

►  Exemple : écrire le quotient de réaction de la réaction suivante :

-   

d)-  Quotient de réaction et sens d’écriture de la réaction.

-  Réaction entre l’acide éthanoïque et l’ammoniac :

-  Réaction entre l’ion éthanoate et l’ion ammonium :

-  On remarque que :

-   

-  L’expression du quotient de réaction dépend du sens d’écriture de l’équation de la réaction.

-  Les quotients des réactions inverses sont inverse l’un de l’autre.

2)- Constante d’équilibre K.

-  Dans l’état d’équilibre d’un système, le quotient de réaction Q_r,éq prend une valeur qui ne dépend pas de l’état initial.

-  La valeur de Q_r,éq est indépendante de la composition initiale.

-  Cette valeur ne dépend que de la température.

-  Elle est appelée constante d’équilibre et on la note K.

K = Q_r,éq

-  La valeur de la constante d’équilibre nous renseigne sur la nature de la réaction chimique.

-  Si K ≥ 10⁴  la transformation chimique est quasi-totale (on dit aussi totale).

-  Si K ≈ 1 la transformation chimique est équilibrée.

-  Si K ≤ 10^–4  la transformation chimique est très limitée.

-  Si la disparition d’un réactif intervient alors que la valeur du quotient de réaction Q_r, n’a pas atteint la valeur de K, la réaction est totale.

► Exemple : Réaction entre l’acide éthanoïque et l’eau :

- À l’équilibre chimique, on peut écrire :

 -     

-  Valeur de la constante d’équilibre K :

-  Tableau d’avancement :

-  n_éq (CH₃COOH) ≈ 3,95 × 10^–3 mol ; n_éq (CH₃COO^–) ≈ 5,0 × 10^–5 mol

-  n_éq (H₃O⁺) ≈ 5,0 × 10^–5 mol

-  Volume de la solution : V₁ = 40 mL

-  Concentration en ions éthanoate :

-     

-  Concentration en ions oxonium :

-     

-  Concentration en acide éthanoïque :

-     

-  Valeur de la constante d’équilibre K :

-   

-  Avec les valeurs arrondies, on trouve :

-  K = Q_r,éq ≈ 1,7 × 10^–5

- La réaction entre l'acide éthanoïque et l'eau est limitée : K < 10^–4

3)- Prévision du sens de l’évolution spontanée.

►  Système chimique hors d’équilibre :

-  Tout système chimique, hors d’équilibre, évolue spontanément vers un état d’équilibre.

-  À une température donnée, la comparaison du quotient de réaction dans l’état initial, Q_r,i  à la constante d’équilibre K permet de prévoir le sens d’évolution spontanée du système chimique.

-  Considérons la réaction suivante avec la terminologie associée :

►  Premier cas : 

-  Si le quotient de réaction initial Q_r,i est égal à la constante d’équilibre K,

-  soit Q_r,i = K, le système est déjà à l’équilibre.

-  Il n’évolue pas.

►  Deuxième cas : 

-  Si le quotient de réaction initial Q_r,i est inférieur à la constante d’équilibre K,

-  soit Q_r,i  <  K,

-  Le système chimique évolue spontanément vers un état d’équilibre.

-  Il évolue dans le sens direct de l’écriture de l’équation de la réaction.

►  Troisième cas : 

-  Si le quotient de réaction initial Q_r,i est supérieur à la constante d’équilibre K,

-  soit Q_r,i  >  K, le système chimique évolue spontanément vers un état d’équilibre.

-  Il évolue dans le sens inverse de l’écriture de l’équation de la réaction.

►  Remarque :

-  Ce critère d’évolution permet de prévoir le sens d’évolution spontanée du système connaissant sa composition initiale.

-  Ce critère ne tient pas compte de l’aspect cinétique de la réaction.

III- Transfert spontanée d’électrons.

1)- Réaction d’oxydo-réduction.

-  Une transformation spontanée modélisée par une réaction d’oxydoréduction s’accompagne d’un transfert d’électrons :

-  Direct si l’oxydant et le réducteur sont en contact ;

-  Par un circuit extérieur si les réactifs ne sont pas en contact. Le système se comporte comme un générateur ou une pile.

Piles et accumulateurs (cours de première S 2010)

►  Exemples :

  Lame de zinc plongée dans une solution de sulfate de cuivre II

-  Il se produit la réaction suivante :  

-  On observe :

-  Que la lame de zinc se recouvre d’un dépôt rougeâtre de cuivre métal Cu (s).

-  Que la solution initialement bleue se décolore lentement.

-  Lors de cette réaction, les ions cuivre II Cu²⁺ (aq) sont réduits en cuivre métal Cu (s)

-  Et le zinc métal Zn (s) est oxydé en ions zinc II Zn²⁺ (aq).

-  Le transfert d’électrons se fait directement par contact entre les réactifs :

-  Le cuivre métal Cu (s) et les ions zinc II Zn²⁺ (aq).

► Cas de la pile Zn – Cu :

-  Dans le cas de la pile zinc – cuivre, les électrons se déplacent de l’électrode de zinc vers l’électrode de cuivre, à l’extérieur de la pile, grâce au circuit électrique.

-  Il s’est produit un échange d’électrons de façon indirecte par l’intermédiaire du circuit électrique.

  Lame de cuivre plongée dans une solution de nitrate d’argent.

-  Il se produit la réaction suivante :

-  Le transfert d’électrons se fait directement par contact entre les réactifs le cuivre métal Cu (s) et les ions argent Ag⁺ (aq).

►  Cas de la pile Cu – Ag :

-  Dans le cas de la pile cuivre – argent, les électrons se déplacent de l’électrode de cuivre vers l’électrode d’argent, à l’extérieur de la pile, grâce au circuit électrique.

-  Il s’est produit un échange d’électrons de façon indirecte par l’intermédiaire du circuit électrique.

2)- Constitution d’une pile.

►  Schéma d’une pile :

3)- Fonctionnement d’une pile.

►  Exemple : pile Zinc – cuivre :

-  Mesure de la tension :

-  Schéma équivalent :

-  Mesure de la tension aux bornes de la pile avec un voltmètre électronique :

-  Elle permet de déterminer la polarité de la pile.

-  La tension mesurée est appelée : tension à vide.

-  À l’extérieur de la pile (circuit électrique), le courant électrique est dû à un déplacement d’ensemble des électrons qui circulent de la borne négative (anode) vers la borne positive (cathode).

-  À l’intérieur de la pile :

-  Dans les solutions, la conduction électrique est dû à la double migration des ions positifs et négatifs, présents dans les différentes solutions, se déplaçant en sens inverses.

►  Remarque :

-  Les électrons n’existent pas en solution aqueuse et ils ne peuvent pas s’accumuler sur la plaque.

-  Ils se déplacent vers l’électrode de cuivre grâce au circuit électrique.

-  Le sens conventionnel du courant est inverse de celui des électrons.

-  Schéma général d’une pile :

-  Le pôle – de la pile est le siège d'une oxydation (les électrons sont cédés),

-  On l'appelle l'anode.

-  Le pôle + de la pile est le siège d'une réduction (les électrons sont captés),

-  On l'appelle la cathode.

-  L’équation de la réaction de fonctionnement de la pile est établie en combinant des deux réactions électrochimiques aux électrodes.

►  Exemple : la pile Daniell.

-  Différents schémas :

-  Une autre présentation : Mesure de la tension à vide de la pile Daniell

la tension à vide est voisine de 1,06 V

-  La solution aqueuse de sulfate de cuivre II contient des ions cuivre II, Cu²⁺ (aq) et des ions sulfate SO₄^2– (aq).

-  La solution aqueuse de sulfate de zinc II contient des ions zinc II, Zn²⁺ (aq) et des ions sulfate SO₄^2– (aq).

-  Les réactifs sont :

-  L’anode qui est zinc Zn (s)

-  Et les ions cuivre II, Cu²⁺ (aq) (ils sont présents dans la solution aqueuse de sulfate de cuivre II).

►  Schéma de la pile :

►  Réactions aux électrodes :

-  Les électrons, responsables du passage du courant dans le circuit électrique (fils et électrodes), circulent de l’électrode de zinc vers l’électrode de cuivre à l’extérieur du circuit.

-  Les électrons qui partent de l’électrode de zinc sont libérés par la réaction suivante :

Zn (s) → Zn ²⁺ (aq)  +  2 e ^–

-  Les électrons qui arrivent à la borne de cuivre sont consommés par la réaction suivante :

Cu ²⁺ (aq)  +  2 e ^– →  Cu (s)

-  Lorsque la pile débite du courant électrique, des réactions chimiques se produisent au niveau des électrodes.

-  Le bilan des réactions chimiques (réactions électrochimiques) qui se produisent à chacune des électrodes de la pile donne l’équation de la réaction chimique :

-  Équation de la réaction :

-  À 25 ° C, la constante d’équilibre de la réaction de fonctionnement associée à cette équation est K = 10³⁷.

-  La transformation est considérée comme totale.

-  On est en présence d’un générateur électrochimique qui transforme de l’énergie chimique en énergie électrique.

-  Récapitulatif :

4)- Rôle du pont salin.

-  Le pont salin contient généralement une solution aqueuse ionique gélifiée.

-  Dans le cas présent, on utilise une solution aqueuse gélifiée de nitrate d’ammonium :

-   NH₄⁺ (aq) + NO₃^– (aq).

-  Le pont salin :

-  Relie les deux demi-piles.

-  Permet de fermer le circuit pour assurer la circulation du courant.

-  Assure la neutralité électrique des solutions.

5)- Caractéristique d’une pile.

-  Une pile qui débite un courant électrique est un système hors d’équilibre :

-  Q_r ≠ K.

-  Une pile qui ne débite plus aucun courant est un système à l’équilibre :

-  Q_r = K

-  On dit que la pile est « usée ».

-  Une pile possède une capacité  électrique Q_max.

►  Capacité électrique d’une pile :

-  La capacité électrique d’une pile est la charge électrique maximale Q_max que la pile peut débiter durant sa durée de vie.

►  Remarque :

-  La quantité maximale n (e^–)_max d’électrons échangés se détermine à partir de la quantité du réactif limitant.

-  Il ne faut pas confondre la capacité électrique d’une pile Q_max avec le quotient de réaction Q_r d’une réaction chimique.

►  Application : Détermination de la capacité électrique d’une pile.

-  Calculer la capacité d’une pile Daniell sachant que :

-  n_i (Zn) = 0,39 mol ; n_i (Zn²⁺) = 0,050 mol 

-  n_i (Cu) = 0,39 mol ; n_i (Cu²⁺) = 0,050 mol 

-  Volume des solutions : V = 50 mL

-  À 25 ° C, la constante d’équilibre de la réaction de fonctionnement associée à cette équation est :

-  K = 10³⁷

►  Schéma du dispositif :

-  Les réactifs et les produits sont mis en présence.

-  Équation de la réaction :

►  Sens d’évolution de la réaction :

-  On calcule le quotient de réaction dans l’état initial :

-   

-  De plus K > 10⁴, la réaction est totale.

-  En conséquence :

-  Tableau d’avancement :

-  Comme la réaction est totale : x_f = x_max = 0,050 mol.

-  L’ion cuivre II, Cu²⁺, est le réactif limitant.

►  Capacité électrique d’une pile :

-  Q_max = n (e^–)_max . N_A . e

-  Maintenant, pour pouvoir déterminer la valeur de la capacité électrique de la pile, il faut connaître le nombre maximal d’électrons échangés.

-  Il faut utiliser la demi-équation électronique relative aux ions cuivre II, Cu²⁺, (réactif limitant) faisant intervenir les électrons :

-  En conséquence : n (e^–)_max  = 2 x_max

-  Q_max = n (e^–)_max . N_A . e

-  Q_max = 2 x_max . N_A . e

-  Q_max = 2 × 0,050 × 6,02 × 10²³ × 1,60 × 10^–19  (mol . mol^–1 . C)

-  Q_max ≈ 9,6 × 10³ C

6)- Les oxydants et les réducteurs usuels.

►  Les réducteurs :

-  Pour constituer une pile, on choisit le plus souvent comme électrode des métaux très réducteurs qui cèdent facilement des électrons.

-  C’est le cas des métaux dont les éléments appartiennent aux colonnes 1 et 2 du tableau périodique.

-  Électronégativité des éléments chimiques :

-  Tableau réduit :

-  Le dihydrogène et les métaux comme le zinc sont aussi de bon réducteurs.

►  Exemple :

-  Le lithium est beaucoup utilisé pour la fabrication de piles et accumulateurs.

-  Les piles fabriquées à partir de lithium possèdent une grande capacité électrique et une tension à vide élevée.

-  Pile lithium – ion :

-  Pile zinc – air :

-  Les recherches actuelles pour les véhicules électriques tendent à utiliser des accumulateurs « Li-ion » dans lesquels l'élément lithium est apporté sous forme ionique par le composé LiFePO₄.

-  La tension de fonctionnement de ces accumulateurs est de l'ordre de 3,3 V.

-  Leur temps de recharge a été considérablement diminué mais reste malgré tout encore environ de trois heures.

-  Piles alcalines :

-  Piles salines :

►  Les oxydants :

-  Un bon oxydant : Espèce chimique capable de capter facilement des électrons.

-  Tableau des espèces oxydantes à connaître :

IV- Applications.

1)- Réalisation d’une pile. Étude de la pile cuivre-argent.

a)-  Montage et mesure.

-  Schéma équivalent :

-  Le système constitué :

-  Une électrode d’argent plongée dans une solution de nitrate d’argent

-  Une électrode de cuivre plongée dans une solution de sulfate de cuivre II

-  Et du pont salin (le tube en U est rempli d’une solution aqueuse gélifiée de nitrate d’ammonium NH₄⁺ _aq + NO₃^– _aq).

-  Constitue une pile.

-  U_Cu-Ag ≈ – 0,357 V

-  Le signe de cette tension permet de déduire :

-  La nature des pôles de la pile et le sens du courant à l’extérieur de la pile.

-  Dans le cas présent, l’électrode d’argent constitue la borne positive de la pile et l’électrode de cuivre la borne négative.

-  Le courant, généré par cette pile, circule de l’électrode d’argent vers l’électrode de cuivre à l’extérieur de la pile.

-  Les électrons, responsables du passage de ce courant dans le circuit électrique (fils et électrodes), circulent de l’électrode de cuivre vers l’électrode d’argent à l’extérieur du circuit.

-  À l’intérieur de la pile les porteurs de charges sont les ions.

-  Le courant électrique à l’intérieur de la pile est dû à la double migration des ions positifs et négatifs, présents dans les différentes solutions, se déplaçant en sens inverses.

►  Remarque :

-  Les électrons n’existent pas en solution aqueuse et ils ne peuvent pas s’accumuler sur la plaque.

-   Ils se déplacent vers l’électrode de cuivre grâce au circuit électrique.

-  Les cations se déplacent dans le sens du courant électrique et les anions se déplacent en sens inverse de celui du courant électrique.

-  Rôle du pont salin :

-  La solution gélifiée de nitrate d’ammonium, présente dans le pont salin, assure la conduction électrique entre les solutions contenues dans les deux béchers.

b)-  Réactions aux électrodes.

-  Les électrons, responsables du passage du courant dans le circuit électrique (fils et électrodes), circulent de l’électrode de cuivre vers l’électrode d’argent à l’extérieur du circuit.

-  Les électrons qui partent de l’électrode de cuivre sont libérés par la réaction suivante :

Cu (s) → Cu ²⁺ (aq)  +  2 e ^–

-  Les électrons qui arrivent à l’électrode d’argent sont consommés par la réaction suivante :

Ag ⁺ (aq)  +  e ^– →  Ag (s)

c)-  Polarité de la pile, réactions aux électrodes et nom des électrodes.

-  À la borne positive, ici l’électrode d’argent, les électrons qui arrivent sont consommés par la réaction

Ag ⁺ (aq)  +  e ^– →  Ag (s)

-  Cette électrode est appelée la Cathode.

-  L’argent métal Ag (s) est formé.

-  À la borne négative de la pile, ici l’électrode de cuivre les électrons sont créés par la réaction

Cu (s) → Cu ²⁺ (aq)  +  2 e ^–

-  Cette électrode est appelée l’anode.

-  Le cuivre métal Cu (s) est consommé.

d)-  Réaction de fonctionnement de la pile.

-  Lorsque la pile débite du courant électrique, des réactions chimiques se produisent au niveau des électrodes.

-  Le bilan des réactions chimiques (réactions électrochimiques) qui se produisent à chacune des électrodes de la pile donne l’équation de la réaction chimique :

-  Équation de la réaction :

-  On est en présence d’un générateur électrochimique qui transforme de l’énergie chimique en énergie électrique.

2)- QCM.

 Sens d'évolution spontanée d'un système chimique

3)- Exercices :