Karamö, le prof virtuelLeçon 23 sur 26
La pile cuivre-zinc
Je sais réaliser et expliquer une pile simple formée d'une lame de cuivre et d'une lame de zinc, écrire ses réactions aux électrodes et comprendre pourquoi elle s'use vite.
- 50 min
- 5 exercices corrigés
- 2 schémas
- QCM de 5 questions
À la fin de la leçon, tu sauras :
- Réaliser une pile cuivre-zinc et repérer ses pôles avec un voltmètre
- Écrire les demi-équations aux électrodes et l'équation-bilan
- Expliquer la polarisation et l'usure à vide de la pile à un seul électrolyte
- Calculer la masse de zinc consommée et le volume de gaz dégagé
Avant de commencer : Les générateurs électrochimiques (pôles, oxydation au pôle −, réduction au pôle +), l'oxydoréduction du zinc et des ions cuivre, la quantité de matière et le volume molaire.
1Je découvre
Au club scientifique du collège, à Dalaba, le professeur pose sur la table un citron, un clou galvanisé (un clou en fer recouvert de zinc), un morceau de fil de cuivre et un petit voltmètre. Mariama plante le clou et le fil de cuivre dans le citron, sans qu'ils se touchent, puis les relie au voltmètre : l'aiguille bouge ! Elle lit une tension d'un peu moins de 1 V.
Ousmane met trois citrons en série et réussit à allumer une petite diode. Toute la classe applaudit. Mais au bout de quelques minutes, la lumière faiblit, et des petites bulles apparaissent sur le fil de cuivre.
Le professeur explique qu'ils viennent de refaire, avec des citrons, une expérience historique : celle de la première pile électrique, réalisée par l'Italien Alessandro Volta en 1800, avec du cuivre et du zinc. D'ailleurs, l'unité de tension, le volt, porte son nom.
Comment une lame de cuivre et une lame de zinc plongées dans une solution produisent-elles un courant, et pourquoi cette pile s'épuise-t-elle si vite ?
2Je comprends
1. Rappel : la réaction directe
Quand on plonge une lame de zinc dans une solution de sulfate de cuivre, la lame se couvre d'un dépôt rouge de cuivre et la solution bleue se décolore peu à peu :
Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
Les électrons passent directement des atomes de zinc aux ions cuivre, au contact : la solution s'échauffe légèrement, mais aucun courant ne circule dans un fil. Le zinc est un meilleur réducteur que le cuivre : il cède facilement ses électrons.
2. La pile cuivre-zinc à un seul électrolyte (pile de Volta)
L'expérience. Dans un bécher contenant de l'acide sulfurique dilué (des ions H^+ et SO42-), on plonge une lame de zinc et une lame de cuivre, sans qu'elles se touchent. On les relie à un voltmètre, puis à une petite lampe.
Observations.
- Le voltmètre indique une tension de l'ordre de 1 V. Il affiche une valeur positive quand sa borne COM (−) est reliée au zinc et sa borne V (+) au cuivre : le zinc est le pôle négatif, le cuivre le pôle positif.
- La lampe s'allume faiblement.
- Des bulles de gaz se forment sur la lame de cuivre ; ce gaz produit une petite détonation à l'approche d'une flamme : c'est du dihydrogène H2.
- Après un long fonctionnement, la lame de zinc a perdu de la masse ; la lame de cuivre, elle, est intacte.
Interprétation.
- Au pôle −, le zinc s'oxyde : Zn → Zn2+ + 2e^-. Les ions Zn2+ passent en solution, les électrons partent dans le fil.
- Les électrons traversent la lampe et arrivent sur la lame de cuivre.
- Au pôle +, les ions H^+ de la solution captent ces électrons et sont réduits : 2H^+ + 2e^- → H2. Le cuivre ne réagit pas : il sert seulement de conducteur qui amène les électrons.
Équation-bilan : Zn + 2H^+ → Zn2+ + H2
- 1Pôle − (lame de zinc) : Zn → Zn²⁺ + 2e⁻, le zinc s'oxyde et s'use.
- 2Circuit extérieur : les électrons vont du zinc vers le cuivre en traversant la lampe.
- 3Pôle + (lame de cuivre) : 2H⁺ + 2e⁻ → H₂, des bulles se forment sur le cuivre.
- 4Dans la solution, les ions se déplacent et ferment le circuit.
- 5Bilan : Zn + 2H⁺ → Zn²⁺ + H₂.
Dans la pile au citron, c'est le même principe : le jus de citron est acide, le zinc du clou galvanisé est le pôle −, le cuivre le pôle +.
3. Les défauts de cette pile
La polarisation. Les bulles de dihydrogène restent collées sur la lame de cuivre. Elles forment un écran qui gêne le passage des électrons vers les ions H^+ : la tension baisse rapidement et la lampe faiblit. On dit que la pile se polarise. C'est ce qu'ont observé Mariama et Ousmane.
L'usure à vide. Le zinc réagit aussi directement avec l'acide, même quand la pile ne débite pas : de petites bulles se forment sur le zinc. Le zinc se dissout donc pour rien.
Et avec une solution de sulfate de cuivre ? Si l'on remplace l'acide par une solution de sulfate de cuivre, il n'y a plus de dégagement gazeux : au pôle +, ce sont les ions Cu2+ qui sont réduits (Cu2+ + 2e^- → Cu). Mais les ions Cu2+ touchent aussi la lame de zinc : du cuivre se dépose directement sur le zinc. La réaction directe « court-circuite » la pile, et elle s'use très vite.
- la tension baisse vite en fonctionnement
- le zinc s'use même sans courant
- avec CuSO₄, dépôt de cuivre sur le zinc
- bulles de H₂ collées au cuivre (polarisation)
- le zinc réagit directement avec l'acide
- l'oxydant touche directement le réducteur
La conclusion est claire : pour obtenir une pile durable, il faut séparer l'oxydant du réducteur. Chaque métal doit tremper dans sa propre solution, reliée à l'autre par un pont qui laisse passer les ions. C'est l'idée de la pile Daniell, étudiée dans la leçon suivante.
4. Calculs sur la pile cuivre-zinc
Les demi-équations donnent les proportions : 1 mol de zinc consommé libère 2 mol d'électrons et produit 1 mol de dihydrogène.
Pour relier la réaction au courant, on utilise :
- la quantité d'électricité : Q = I × t (en coulombs) ;
- une mole d'électrons transporte une charge de 96 500 C (c'est la constante de Faraday, F) ; donc n(e^-) = QF.
Méthode
Pour calculer ce qu'une pile consomme ou produit :
- J'écris les demi-équations aux deux électrodes.
- Je calcule la quantité de matière connue : n = m/M, n = V/Vm, ou n(e⁻) = I × t / 96 500.
- J'utilise les coefficients : 1 Zn ↔ 2 e⁻ ↔ 1 H₂ (ou 1 Cu).
- Je convertis en masse (m = n × M) ou en volume (V = n × Vm).
- Je vérifie les unités et l'ordre de grandeur.
Exemple
Pendant le fonctionnement d'une pile cuivre-zinc dans l'acide sulfurique, la lame de zinc a perdu 0,65 g. Quel volume de dihydrogène s'est dégagé (conditions normales) ? (Zn = 65 g/mol ; Vm = 22,4 L/mol)
Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ et 2H⁺ + 2e⁻ → H₂ : 1 mol de Zn donne 1 mol de H₂.
n(Zn) = 0,65 / 65 = 0,01 mol, donc n(H₂) = 0,01 mol.
V(H₂) = 0,01 × 22,4 = 0,224 L = 224 mL.
Exemple
La pile débite un courant de 0,2 A pendant 965 s. Quelle masse de zinc est consommée ? (Zn = 65 g/mol ; F = 96 500 C/mol)
Q = I × t = 0,2 × 965 = 193 C.
n(e⁻) = 193 / 96 500 = 0,002 mol.
n(Zn) = n(e⁻) / 2 = 0,001 mol (chaque atome de zinc libère 2 électrons).
m(Zn) = 0,001 × 65 = 0,065 g = 65 mg.
3Je retiens
Je retiens
Pile cuivre-zinc de Volta : lame de zinc et lame de cuivre dans une même solution acide.
Pôle − : zinc, oxydation Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ (le zinc s'use).
Pôle + : cuivre, réduction 2H⁺ + 2e⁻ → H₂ (bulles sur le cuivre, qui ne réagit pas).
Bilan : Zn + 2H⁺ → Zn²⁺ + H₂ ; tension de l'ordre de 1 V.
Défauts : polarisation (bulles de H₂ sur le cuivre), usure du zinc à vide, dépôt direct de cuivre si l'électrolyte est CuSO₄.
Remède : séparer l'oxydant et le réducteur (pile Daniell).
Calculs : Q = I × t ; n(e⁻) = Q / 96 500 ; 1 Zn ↔ 2 e⁻ ↔ 1 H₂.
4Erreurs fréquentes
- Croire que le cuivre réagit au pôle + de la pile de Volta : il ne sert que de conducteur ; ce sont les ions H⁺ qui sont réduits.
- Inverser les pôles : le métal qui s'use (le zinc, meilleur réducteur) est le pôle négatif.
- Oublier le facteur 2 dans les calculs : une mole de zinc libère deux moles d'électrons.
- Penser que la pile s'arrête parce qu'il n'y a « plus d'électricité dedans » : elle s'arrête parce que les réactifs sont consommés ou parce qu'elle est polarisée.
5Je m’exerce
1Exercice 1
Recopie et complète : dans la pile cuivre-zinc à acide sulfurique, le pôle négatif est la lame de …, où se produit une … ; au pôle positif, les ions … sont … en dihydrogène.
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Le pôle négatif est la lame de zinc, où se produit une oxydation ; au pôle positif, les ions H^+ sont réduits en dihydrogène.
2Exercice 2
Un élève relie une pile cuivre-zinc à un voltmètre et lit -0,9 V. Qu'en conclus-tu sur son branchement ? Comment corriger ?
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Une tension négative signifie que le voltmètre est branché à l'envers : sa borne COM est reliée au cuivre (pôle +) et sa borne V au zinc (pôle −). Il faut inverser les fils : borne V sur le cuivre, borne COM sur le zinc. On lit alors +0,9 V.
3Exercice 3
Explique en deux ou trois phrases pourquoi la lampe alimentée par une pile de Volta faiblit rapidement.
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Le dihydrogène formé au pôle + reste collé sous forme de bulles sur la lame de cuivre. Ces bulles gênent l'arrivée des ions H^+ et le passage des électrons : c'est la polarisation. La tension baisse, donc la lampe faiblit.
4Exercice 4
On réalise la pile cuivre-zinc avec une solution de sulfate de cuivre comme unique électrolyte.
a) Écris la demi-équation au pôle positif.
b) Explique pourquoi cette pile s'use très vite, même sans débiter de courant.
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a) Au pôle positif : Cu2+ + 2e^- → Cu.
b) Les ions Cu2+ sont aussi en contact avec la lame de zinc. La réaction directe Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu se produit sur le zinc, sans passer par le fil : le zinc et les ions cuivre sont consommés pour rien, et le cuivre déposé sur le zinc gêne le fonctionnement.
5Exercice 5
(Type BEPC) Une pile cuivre-zinc, dont l'électrolyte est de l'acide sulfurique dilué, alimente une lampe pendant 1 h 20 min avec un courant d'intensité constante I = 0,1 A.
a) Fais un schéma légendé de la pile en fonctionnement (pôles, sens des électrons, sens du courant).
b) Écris les demi-équations aux électrodes et l'équation-bilan.
c) Calcule la quantité d'électricité débitée.
d) Calcule la masse de zinc consommée et le volume de dihydrogène dégagé (conditions normales).
Données : Zn = 65 g/mol ; F = 96 500 C/mol ; Vm = 22,4 L/mol.
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a) Schéma attendu : bécher d'acide sulfurique dilué ; lame de zinc (pôle −) et lame de cuivre (pôle +) reliées par un fil à la lampe ; flèche des électrons dans le fil du zinc vers le cuivre ; flèche du courant du cuivre vers le zinc dans le circuit extérieur ; bulles sur le cuivre.
b) Pôle − : Zn → Zn2+ + 2e^- ; pôle + : 2H^+ + 2e^- → H2. Bilan : Zn + 2H^+ → Zn2+ + H2.
c) t = 1 h 20 min = 80 min = 4 800 s. Q = I × t = 0,1 × 4 800 = 480 C.
d) n(e^-) = 48096 500 ≈ 4,97 × 10-3 mol.
n(Zn) = n(e^-)2 ≈ 2,49 × 10-3 mol ; m(Zn) ≈ 2,49 × 10-3 × 65 ≈ 0,162 g, soit environ 0,16 g.
n(H2) = n(Zn) ≈ 2,49 × 10-3 mol ; V(H2) ≈ 2,49 × 10-3 × 22,4 ≈ 0,0557 L, soit environ 56 mL.
Cherche d’abord seul, sur ton cahier, puis ouvre le corrigé pour comparer.
6Je vérifie
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