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Le stockage et la conversion de l'énergie chimique

L'énergie chimique constitue un réservoir d'énergie qu'il est possible de libérer lors de réactions chimiques comme les combustions ou les réactions d'oxydoréduction. Ces dernières consistent en un transfert d'électrons entre une espèce chimique, appelée réducteur, et une autre espèce, appelée oxydant. Elles sont mises à profit dans les piles et accumulateurs pour engendrer un déplacement d'électrons, c'est-à-dire un courant électrique.

I

L'énergie chimique

Énergie chimique

L'énergie chimique constitue un réservoir d'énergie qu'il est possible de libérer lors d'une réaction chimique. Elle est liée à la rupture et à la formation des liaisons covalentes qui se produisent alors.

  • Le pétrole, le charbon et la biomasse sont des réservoirs naturels d'énergie chimique.
  • Les piles électrochimiques, les accumulateurs et les piles à combustible sont des réservoirs artificiels d'énergie chimique.

L'énergie chimique peut être convertie en plusieurs formes d'énergie :

Forme d'énergie Thermique Rayonnante Mécanique Électrique
Exemple Un feu produit de la chaleur. Un feu émet de la lumière. La combustion des sucres dans l'organisme permet la contraction des muscles. Une pile produit de l'électricité à partir de ses réactifs.
II

Énergie libérée lors d'une combustion

Combustion

La combustion d'une espèce organique (le combustible) est la réaction d'oxydation de cette espèce par le dioxygène \(\displaystyle{\ce{O2}}\). Si elle est complète, il se forme du dioxyde de carbone \(\displaystyle{\ce{CO2}}\) et de l'eau \(\displaystyle{\ce{H2O}}\).

L'équation de la réaction de combustion du propane \(\displaystyle{\ce{C3H8}}\) est :

\(\displaystyle{\ce{C3H8_{(g)}} + 5 \ce{O2_{(g)}} \ce{->} 3 \ce{CO2_{(g)}} +4 \ce{H2O_{(l)}}}\)

Si la quantité de dioxygène disponible n'est pas suffisante, la combustion est incomplète et il se forme alors d'autres espèces chimiques comme le carbone \(\displaystyle{\ce{C}}\) et le monoxyde de carbone \(\displaystyle{\ce{CO}}\) (qui est un gaz incolore et inodore mais mortel).

Combustion incomplète du propane \(\displaystyle{\ce{C3H8}}\) :

\(\displaystyle{\ce{C3H8_{(g)}} + 3 \ce{O2_{(g)}} \ce{->} \ce{C_{(s)}} + 2 \ce{CO_{(g)}} +4 \ce{H2O_{(l)}}}\)

Une réaction de combustion est toujours exothermique et libère donc de l'énergie :

Énergie libérée par une combustion

L'énergie libérée par une combustion dépend de la quantité de matière de combustible consommé et de l'énergie molaire de combustion de la réaction considérée :

\(\displaystyle{E_{libérée \left(J\right)} = n_{combustible \left(mol\right)} \times E_{m, combustion \left(J.mol^{-1}\right)}}\)

L'énergie molaire de combustion du propane est 2219 kJ.mol−1, l'énergie libérée par la combustion de 2,0 mol de ce gaz est donc :

\(\displaystyle{E_{libérée} = n_{combustible} \times E_{m, combustion} = 2,0 \times 2\ 219 = 4,4 \times 10^{3}}\) kJ

Les énergies de combustion (rupture de liaisons covalentes) sont 10 à 100 fois plus importantes que les énergies de changement d'état (rupture de liaisons intermoléculaires).

III

L'oxydoréduction

A

Les oxydants et les réducteurs

Oxydant

Un oxydant est une espèce chimique susceptible de capter un ou plusieurs électrons.

L'ion \(\displaystyle{\ce{Cu^{2+}}}\) est un oxydant car il peut se transformer en cuivre métallique \(\displaystyle{\ce{Cu}}\) par gain de 2 électrons.

Réducteur

Un réducteur est une espèce chimique susceptible de céder un ou plusieurs électrons.

Le zinc \(\displaystyle{\ce{Zn}}\) est un réducteur car il peut se transformer en ion zinc \(\displaystyle{\ce{Zn^{2+}}}\) par perte de deux électrons.

B

Les couples redox

Couple redox

Un oxydant et un réducteur forment un couple si on peut passer de l'un à l'autre par gain ou perte d'électrons. Par convention, un tel couple est noté \(\displaystyle{Ox/Red}\).

L'ion \(\displaystyle{\ce{Cu^{2+}}}\) et l'atome de cuivre \(\displaystyle{\ce{Cu}}\) forment un couple redox noté : \(\displaystyle{\ce{Cu^{2+}}}\) / \(\displaystyle{\ce{Cu}}\).

L'atome de zinc \(\displaystyle{\ce{Zn}}\) et l'ion zinc \(\displaystyle{\ce{Zn^{2+}}}\) forment un couple redox noté : \(\displaystyle{\ce{Zn^{2+}}}\) / \(\displaystyle{\ce{Zn}}\).

Demi-équation redox

À chaque couple redox est associée une demi-équation d'oxydoréduction ou demi-équation électronique qui illustre le passage d'une espèce du couple à l'autre par transfert d'électrons :

\(\displaystyle{Ox + n e^{-} = Red}\)

La demi-équation électronique associée au couple \(\displaystyle{\ce{Cu^{2+}}}\) / \(\displaystyle{\ce{Cu}}\) est :

\(\displaystyle{\ce{Cu^{2+}} + 2e^{-} = \ce{Cu}}\).

Le signe "=" signifie que la demi-équation peut avoir lieu dans un sens ou dans l'autre :

Réduction

La réduction est un gain d'électrons.

La réduction de l'ion \(\displaystyle{\ce{Cu^{2+}}}\) est modélisée par la demi-équation électronique suivante :

\(\displaystyle{\ce{Cu^{2+}} + 2e^{-} = \ce{Cu}}\)

Oxydation

L'oxydation est une perte d'électrons.

L'oxydation du cuivre métallique \(\displaystyle{\ce{Cu}}\) est modélisée par la demi-équation électronique suivante :

\(\displaystyle{ \ce{Cu} = \ce{Cu^{2+}} + 2e^{-}}\)

Les demi-équations d'oxydoréduction doivent vérifier les lois de conservation des éléments chimiques et de la charge électrique.

La demi-équation électronique associée au couple \(\displaystyle{\ce{Cl_{2}}}\) / \(\displaystyle{\ce{Cl^{-}}}\) est :

\(\displaystyle{\ce{Cl_{2}} + 2e^{-} = 2\ce{Cl^{-}}}\),

les coefficients stoechiométriques 2 étant nécessaires pour respecter la conservation des éléments chimiques et de la charge électrique.

Certaines demi-équations électroniques sont plus complexes à ajuster, il faut alors suivre, dans l'ordre, la méthode suivante :

  • Équilibrer les éléments chimiques autres que l'hydrogène \(\displaystyle{\ce{H}}\) et l'oxygène \(\displaystyle{\ce{O}}\)
  • Équilibrer l'élément oxygène \(\displaystyle{\ce{O}}\) en utilisant des molécules d'eau \(\displaystyle{\ce{H2O}}\)
  • Équilibrer l'élément hydrogène \(\displaystyle{\ce{H}}\) en utilisant des ions hydrogène \(\displaystyle{\ce{H+}}\) (écriture simplifiée des ions oxonium \(\displaystyle{\ce{H3O+}}\) )
  • Équilibrer la charge électrique en utilisant des électrons \(\displaystyle{\ce{e-}}\)

Demi-équation électronique du couple \(\displaystyle{\ce{MnO4^{-}}}\) / \(\displaystyle{\ce{Mn^{2+}}}\) :

Étape Demi-équation électronique
1 \(\displaystyle{\ce{MnO4^{-}} = \ce{Mn^{2+}}}\)
2 \(\displaystyle{\ce{MnO4^{-}} = \ce{Mn^{2+}} + 4\ce{H2O}}\)
3 \(\displaystyle{\ce{MnO4^{-}} + 8 \ce{H^{+}} = \ce{Mn^{2+}} + 4 \ce{H2O}}\)
4 \(\displaystyle{\ce{MnO4^{-}} + 8 \ce{H^{+}} + 5 \ce{e^{-}} = \ce{Mn^{2+}} + 4 \ce{H2O}}\)
C

La réaction d'oxydoréduction

Réaction d'oxydoréduction

Une réaction d'oxydoréduction est une réaction au cours de laquelle il y a échange d'électrons entre l'oxydant d'un couple et le réducteur d'un autre couple.

Pour deux couples \(\displaystyle{Ox_1 / Red_1}\) et \(\displaystyle{Ox_2 / Red_2}\) la réaction d'oxydoréduction est de la forme :

\(\displaystyle{{Ox_{1}} + {Red_{2}}\ce{- \gt }{Red_{1}} + {Ox}_{2}}\)

La réaction de réduction des ions \(\displaystyle{\ce{Cu^{2+}}}\) par le zinc métallique \(\displaystyle{\ce{Zn}}\) est :

\(\displaystyle{\ce{Cu^{2+}_{(aq)}} + \ce{Zn_{(s)}} \ce{- \gt } \ce{Cu_{(s)}} + \ce{Zn^{2+}_{(aq)}} }\)

Afin d'assurer la conservation de la charge électrique, le nombre d'électrons cédés doit être égal au nombre d'électrons captés, il est donc nécessaire :

  • D'écrire les demi-équations électroniques de chaque couple avant d'écrire la réaction d'oxydoréduction.
  • Éventuellement les multiplier par des coefficients afin qu'elles mettent en jeu le même nombre d'électrons.
  • Simplifier la réaction en ôtant les espèces chimiques qui sont présentes à la fois du côté des réactifs et des produits.

Pour écrire la réaction d'oxydation du zinc métallique par les ions pemanganate, on écrit d'abord les demi-équations des deux couples, dans le sens réactif vers produit :

Couple redox Demi-équation électronique
\(\displaystyle{\ce{MnO4^{-}}}\) / \(\displaystyle{\ce{Mn^{2+}}}\) \(\displaystyle{\ce{MnO4^{-}} + 8 \ce{H^{+}} + 5 \ce{e^{-}} = \ce{Mn^{2+}} + 4 \ce{H2O}}\)
\(\displaystyle{\ce{Zn^{2+}}}\) / \(\displaystyle{\ce{Zn}}\) \(\displaystyle{\ce{Zn} = \ce{Zn^{2+}} + 2 \ce{e^{-}}}\)

Ici, il faut multiplier la première demi-équation par 2 et la deuxième par 5 pour qu'elles mettent en jeu 10 électrons toutes les deux. D'où :

\(\displaystyle{2 \ce{MnO4^{-}} + 5 \ce{Zn}+ 16 \ce{H^{+}} + 10 \ce{e^{-}} \ce{->} 2 \ce{Mn^{2+}} + 5 \ce{Zn^{2+}}+ 8 \ce{H2O} + 10 \ce{e^{-}}}\)

Et après simplification des électrons présents des deux côtés :

\(\displaystyle{2 \ce{MnO4^{-}} + 5 \ce{Zn}+ 16 \ce{H^{+}} \ce{->} 2 \ce{Mn^{2+}} + 5 \ce{Zn^{2+}}+ 8 \ce{H2O}}\)

IV

La pile électrochimique

A

Le fonctionnement d'une pile

Pile électrochimique

Une pile convertit l'énergie chimique en énergie électrique via une réaction d'oxydoréduction.

Elle est constituée :

  • De deux compartiments contenant chacun les deux espèces d'un couple d'oxydoréduction
  • D'un pont salin constitué d'un milieu dans lequel des ions positifs et négatifs peuvent se déplacer
-

Montage d'une pile électrochimique

Deux électrodes sont plongées dans les deux compartiments, elles peuvent être constituées d'une des espèces métalliques des couples ou d'un autre métal, tel que le platine.

Dans une pile cuivre − zinc (appelée pile Daniell), les électrodes sont constituées par des lames métalliques de cuivre et de zinc, plongeant respectivement dans des solutions de sulfate de cuivre et de sulfate de zinc.

Chaque électrode est le siège d'une demi-équation électronique :

Anode

L'anode est l'électrode où une oxydation se déroule :

\(\displaystyle{Red_{1} = Ox_{1} + ne^{-}}\)

Elle libère donc des électrons.

Dans la pile Daniell, l'électrode de zinc est l'anode. Il s'y déroule l'oxydation du zinc selon la demi-équation électronique suivante :

\(\displaystyle{ \ce{Zn} = \ce{Zn^{2+}} + 2e^{-}}\).

Cathode

La cathode est l'électrode où une réduction se déroule :

\(\displaystyle{Ox_{2} + ne^{-} = Red_{2}}\)

Elle capte donc des électrons.

Dans la pile Daniell, l'électrode de cuivre est la cathode. Il s'y déroule la réduction des ions cuivre selon la demi-équation électronique suivante :

\(\displaystyle{\ce{Cu^{2+}} + 2e^{-} = \ce{Cu}}\).

La pile est donc le lieu d'une réaction globale d'oxydoréduction :

Ox1 + Red2\(\displaystyle{\ce{->}}\) Red1 + Ox2

Le transfert d'électrons se fait via le fil de connexion et génère donc un courant électrique.

À l'extérieur de la pile, les électrons circulent de l'anode (où ils sont libérés) vers la cathode (où ils sont captés), le courant électrique circule dans le sens opposé et son sens conventionnel est du pôle positif vers le pôle négatif de la pile, ainsi :

  • La cathode constitue le pôle positif de la pile.
  • L'anode constitue le pôle négatif de la pile.

La réaction de fonctionnement de la pile Daniell correspond à la réaction d'oxydoréduction spontanée entre les ions cuivre et le zinc métallique :

\(\displaystyle{\ce{Cu^{2+}_{(aq)}} + \ce{Zn_{(s)}} \ce{->} \ce{Cu_{(s)}} + \ce{Zn^{2+}_{(aq)}} }\)

Les électrons circulent donc depuis l'électrode de zinc vers l'électrode de cuivre où ils sont captés par les ions cuivre. L'électrode de zinc est donc le pôle négatif et celle de cuivre le pôle positif de la pile.

-

Schéma d'une pile Daniell en fonctionnement

Le pont salin a deux rôles :

  • Fermer le circuit en assurant le passage du courant électrique d'un compartiment à l'autre.
  • Permettre à chaque solution de rester électriquement neutre alors que des ions y sont consommés ou formés.

C'est le déplacement des ions qui le constituent qui permet au pont salin de remplir ces deux rôles.

B

L'énergie électrique fournie par une pile

Quantité d'électricité transférée par une pile

Au cours de la réaction d'oxydoréduction, une pile fournit une quantité d'électricité Q, en coulomb (C), liée à la quantité de matière d'électrons échangés :

\(\displaystyle{Q_{\left(C\right)} = n_{e^{-}\left(mol\right)} \times F_{\left(C.mol^{-1}\right)}}\), F étant la constante de Faraday : F = 96 500 C.mol−1

Si lors de son fonctionnement, une pile transfère \(\displaystyle{5,0 \times 10^{-4} }\) mol d'électrons d'un compartiment à l'autre, la quantité d'électricité échangée est :

\(\displaystyle{Q= n_{e^{-}} \times F = 5,0 \times 10^{-4} \times 96\ 500 = 48}\) C.

L'intensité que la pile délivre dépend de la durée du transfert de la quantité d'électricité :

Intensité délivrée par une pile

L'intensité I délivrée par une pile transférant la quantité d'électricité Q en une durée \(\displaystyle{\Delta t}\) est :

\(\displaystyle{I_{\left(A\right)} = \dfrac{Q_{\left(C\right)}}{\Delta t_{\left(s\right)}}}\)

Si une pile transfère la quantité d'électricité de 48 C en une minute, l'intensité qu'elle a délivrée pendant cette durée est :

\(\displaystyle{I = \dfrac{Q}{\Delta t} = \dfrac{48}{60} = 0,80}\) A

On utilise souvent le terme "capacité" pour exprimer la quantité d'électricité maximale que peut délivrer une pile. Il s'agit de la quantité d'électricité maximale qu'elle stocke, exprimée en ampère-heure (Ah) :

Capacité d'une pile

La capacité d'une pile est la quantité d'électricité maximale qu'elle peut délivrer :

\(\displaystyle{Q_{\left(A.h\right)} = I_{\left(A\right)} \times \Delta t_{\left(h\right)} }\)

La capacité d'une pile qui peut délivrer une intensité de 2,1 A en une heure est :

\(\displaystyle{Q = I \times \Delta t = 2,1 \times 1 = 2,1}\) A.h .

On a la conversion suivante :

1 A.h = 3600 C

La capacité d'une pile de 2,1 A.h correspond à :

\(\displaystyle{2,1\times3\ 600=7,6.10^3}\) C

C

Les accumulateurs

Accumulateur

Un accumulateur est un type de pile particulier : son fonctionnement est réversible. On peut l'utiliser pour générer du courant électrique par oxydoréduction spontanée, mais on peut aussi forcer la réaction inverse en appliquant un courant électrique entre les deux demi-piles, ce qui permet de le recharger.

Les batteries de voiture, de téléphone portable, les piles rechargeables sont des accumulateurs.

La réaction d'oxydoréduction réversible utilisée dans les batteries nickel − hydrure métallique (Ni/MH) est :

\(\displaystyle{\ce{Ni(OH)2} + \ce{M} \ce{<=>[charge][décharge]} \ce{NiOOH} + \ce{MH} }\)