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Chimie · Glossaire

Qu'est-ce que « Piles et accumulateurs » ?

Aussi appelé : pile primaire · accumulateur · energie massique

Définition 11.3 Chimie universitaire — 2e année · Chapitre 11 — Piles, piles à combustible et électrolyse

Une pile primaire est une cellule électrochimique utilisée une seule fois, jusqu’à épuisement de ses réactifs. Un accumulateur est une cellule que l’on peut recharger en la faisant traverser par un courant de sens inverse, qui inverse sa réaction. L’énergie massique d’une cellule est l’énergie électrique qu’elle fournit par unité de masse, en général en W h/kg\mathrm{W}\,\mathrm{h}/\mathrm{kg}.

Le point de fonctionnement d’une pile (courbes modèles). Sous un courant I, l’électrode négative se trouve sur sa courbe anodique, l’électrode positive sur sa courbe cathodique ; la différence des deux potentiels, diminuée de la chute ohmique rI, est la tension délivrée. Elle diminue quand I augmente.
Le point de fonctionnement d’une pile (courbes modèles). Sous un courant II, l’électrode négative se trouve sur sa courbe anodique, l’électrode positive sur sa courbe cathodique ; la différence des deux potentiels, diminuée de la chute ohmique rIrI, est la tension délivrée. Elle diminue quand II augmente.
L’accumulateur au plomb, schéma. À la décharge, le plomb est oxydé et le dioxyde de plomb réduit, tous deux en sulfate de plomb, et l’acide est consommé : la masse volumique de la solution indique l’état de charge.
L’accumulateur au plomb, schéma. À la décharge, le plomb est oxydé et le dioxyde de plomb réduit, tous deux en sulfate de plomb, et l’acide est consommé : la masse volumique de la solution indique l’état de charge.

Exemples

Exemple 11.6 (L’accumulateur au plomb)

À l’électrode négative, Pb+SOX4X2−→PbSOX4+2 eX−\ce{Pb + SO4^2- -> PbSO4 + 2e-} ; à l’électrode positive, PbOX2+4 HX++SOX4X2−+2 eX−→PbSOX4+2 HX2O\ce{PbO2 + 4H+ + SO4^2- + 2e- -> PbSO4 + 2H2O}. Au total,

Pb+PbOX2+4 HX++2 SOX4X2−→2 PbSOX4+2 HX2O,\ce{Pb + PbO2 + 4H+ + 2SO4^2- -> 2PbSO4 + 2H2O},

ΔrG∘=2(−813.14)+2(−237.13)−(−217.33)−2(−744.53)=−394.1 kJ/mol\Delta_r G^\circ = 2(-813.14) + 2(-237.13) - (-217.33) - 2(-744.53) = -394.1\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}, E∘=394 100/(2×96 485)=2.04 VE^\circ = 394\,100/(2 \times 96\,485) = 2.04\,\mathrm{V}. Les deux électrodes se couvrent de sulfate de plomb pendant la décharge ; la charge inverse la réaction. La réduction de HX+\ce{H+} sur le plomb et l’oxydation de l’eau sur le dioxyde de plomb sont lentes : c’est pourquoi un élément de 2 V2\,\mathrm{V} peut être chargé dans l’eau, dont le domaine thermodynamique n’a que 1.23 V1.23\,\mathrm{V} de largeur.

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