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Cours de Physique-chimie - Les piles et les accumulateurs

Note par nos Maxinautes :  

Objectif(s)
Décrire les piles que l’on rencontre de nos jours dans le commerce. Etudier les propriétés de ces piles et les réactions chimiques employées. Voir le fonctionnement des accumulateurs à travers un exemple.
En 1801, Alessandro Volta présente devant Napoléon Bonaparte sa pile voltaïque, un empilement de disques d’argent et de zinc. En 1836, John Daniell créa la pile qui porte son nom, voir fiche « fonctionnement d’une pile ». Les piles électrochimiques modernes sont très différentes : plus performantes et plus compactes. On rencontre différents modèles : les piles salines et les piles alcalines. Cependant, elles ont un défaut majeur : une fois l’énergie chimique utilisée, la pile est usée. Ainsi, on peut penser aux accumulateurs électrochimiques, dont les batteries électriques.
1. Les piles salines
Les piles salines ont été inventées en 1867 par Georges Leclanché. Ainsi, cette pile porte aussi le nom de « pile Leclanché ». Dans une version moderne, on a la structure suivante :


Comme pour la pile Daniell, l’anode est en zinc. Durant le fonctionnement de la pile, le zinc s’oxyde selon la demi-équation électronique :

Les électrons sont libérés dans le circuit électrique par la borne – qui est reliée électriquement au zinc.

L’électrolyte est du chlorure d’ammonium . Afin que la pile ne coule pas, il se présente sous la forme d’un gel. Cet électrolyte est un sel, d’où le nom de pile saline. Comme les deux électrodes sont en zinc et en graphite, on rencontre aussi les termes de pile carbone-zinc ou zinc-charbon. Mis en solution, les ions ammonium acidifient le milieu. Cela se manifeste pour notre explication par des ions en solution.

Du côté de l’anode, on a réduction du dioxyde de manganèse :

Les électrons sont aspirés du circuit électrique par l’intermédiaire de la borne + et de l’électrode en graphite, électriquement conductrice.

La réaction globale qui se produit dans la pile s’obtient avec les deux demi-équations :


La force électromotrice E d’une pile saline est de 1,5 V environ. Afin de rendre l’électrolyte plus conducteur, on y rajoute des particules de carbone. Dans certaines piles, le dioxyde de manganèse et l’électrolyte sont mélangés. La résistance interne d’une pile neuve n’est que de quelques ohms. Cependant, à mesure que la pile débite, elle a tendance à augmenter.
2. Les piles alcalines
Les piles alcalines, ou piles Mallory, ont été développées pendant la seconde guerre mondiale et mises en vente dès 1959. On les représente de la manière suivante :


La cathode est formée par un tube en acier. Il contient du dioxyde de manganèse mélangé à du carbone. L’anode est constituée par une pointe reliée à la borne –, et entourée de poudre de zinc noyée dans un électrolyte, la potasse . En solution, celle-ci forme les ions potassium et hydroxyde . Les rendent le milieu basique (). Comme ils constituent avec des métaux alcalins (comme le potassium) des solides ioniques, l’ancien terme pour désigner un milieu basique était alcalin. Cela a donné le nom de pile alcaline.

Entre l’anode et la cathode se trouve une séparation qui laisse passer les ions mais empêche l’anode et la cathode de se mélanger.

Au niveau de l’anode, le zinc s’oxyde, selon la demi-équation :

Il y a libération d’électron dans le circuit électrique : l’anode est la borne –.

Au niveau de la cathode, le dioxyde de manganèse est réduit :

Les électrons sont consommés : la cathode constitue la borne +.

L’équation globale de la réaction qui a lieu dans la pile est :

Bien entendu, on peut simplifier les et les

La force électromotrice de la pile alcaline est de 1,5 V comme pour la pile saline. Par contre, les piles alcalines sont plus performantes : durée de vie plus longue et autorisent des courants électriques plus importants. Actuellement en France, les piles alcalines représentent environ les trois quart des ventes de piles électrochimiques.
3. Les accumulateurs électrochimiques : les batteries au plomb
Les accumulateurs électrochimiques ont un double mode de fonctionnement : générateur (décharge), où ils convertissent de l’énergie chimique en énergie électrique, et récepteur (charge), où ils réalisant la conversion inverse. Par exemple, une batterie de voiture est un accumulateur.

Les batteries au plomb sont très utilisées pour cette application. Leur invention date de 1859, par Gaston Planté. Elles sont composées de plaques munies d’alvéoles. Les plaques reliées à la borne négative sont remplies de plomb poreux, sous forme de pâte, et les plaques reliées à la borne positive sont remplies de dioxyde de plomb . Ces plaques baignent dans une solution concentrée d’acide sulfurique (concentration de l’ordre de ).


En décharge, le plomb au niveau de la borne – s’oxyde selon la demi-équation :

Du fait de cette réaction d’oxydation, la borne – est l’anode. Les électrons sont injectés dans le circuit électrique auquel la batterie est reliée.

Du côté de la borne +, le dioxyde de plomb est réduit :

La borne + est la cathode.

La réaction globale de décharge de la batterie s’écrit comme :

Il s’agit d’une réaction spontanée : elle peut avoir lieu sans apport d’énergie extérieur. Les couples rédox intervenant sont et . Aussi, intervient à la fois comme réducteur et comme oxydant, ce qui fait de lui un ampholyte.

En charge, la batterie est reliée à un générateur électrique (chargeur) : borne + du générateur sur la borne + de la batterie. Idem pour la borne –. Les ions qui ont été mis en solution lors de la décharge vont alors réagir.

Au niveau de la borne –, ils sont réduits afin de redonner du plomb sous forme solide :

Le fait que la réaction soit une réduction signifie que la borne – est la cathode durant la charge de la batterie. Les électrons consommés sont ceux associés au courant électrique engendré par le chargeur.

Au niveau de la borne +, le dioxyde de plomb se reforme selon la réaction d’oxydation :

La borne + est l’anode.

La réaction globale de charge de la batterie est :

Cette réaction n’est pas spontanée : elle a besoin de l’énergie électrique du chargeur pour se produire. On la qualifie de réaction forcée. C’est la réaction inverse de la réaction de décharge. Ainsi, une batterie peut être chargée et déchargée plusieurs fois.

La tension entre deux plaques plomb/dioxyde de plomb est . Dans une batterie, plusieurs éléments comme celui du dessin sont branchés en série. Pour les véhicules ordinaires, la tension est de 12 V (6 éléments). Elle vaut 24 V (12 éléments) pour les batteries de poids lourd et les véhicules militaires.

La résistance interne r d’une batterie au plomb est très faible, de l’ordre du centième d’Ohm. L’intensité de court-circuit d’un générateur électrique est . En conséquence, une batterie de 12 V peut atteindre un courant de court-circuit de 1200A. Il y a donc risque d’incendie et de projection d’acide brulant.
L'essentiel
Les piles salines emploient comme électrolyte un sel, le chlorure d’ammonium . Elles produisent un courant électrique continu via la réaction d’oxydoréduction où le zinc est oxydé à l’anode (borne –) et le dioxyde de manganèse est réduit à la cathode (borne +).

Les piles alcalines emploient les mêmes réactifs que les piles saline. La réaction qui a lieu dans ces piles est . La principale différence est que l’électrolyte est de la potasse , qui a un caractère basique (alcalin) marqué.

Les batteries au plomb sont un exemple d’accumulateurs électrochimiques.
• La décharge de la batterie au plomb est associée à la réaction spontanée , où le plomb à la borne – est oxydé, alors que le dioxyde de plomb de la borne + est réduit. Ces deux espèces chimiques forment des ions plomb. En décharge, la borne – est l’anode, et la borne + la cathode.
• En charge, la réaction qui lieu est , c'est-à-dire la réaction inverse de la réaction de charge. C’est une réaction forcée. Pendant la charge, la borne – est la cathode, et la borne + l’anode.
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