Pile usagée ; système à l’équilibre 2Ag+ + Cu = 2Ag + Cu Qréq = [Cu2+]éq / [Ag+]éq2 = 2.1015 = K. [Cu2+]éq = 1,0 mol/L et [Ag+]éq = 2,2.10-8 mol/L Le système est à l’équilibre chimique : courant nul Ag Cu Cu2+ 1 mol/L Pont salin de K+ + NO3- A K+ Ag+ 2.10-8 mol/L i= 0
Transformation forcée À partir de la situation d’équilibre précédente, imposer un courant de 5 à 10 mA du cuivre vers l’argent. Ag Cu Cu2+ 1 mol/L Pont salin de K+ + NO3- A K+ + _ i e- Ag+ 10-8 mol/L À la surface des électrodes se produisent les réactions : 2 Ag = 2 Ag+ + 2e- (anode = oxydation) Cu2+ + 2e- = Cu (cathode = réduction)
Comment mettre en évidence la transformation forcée ? Équation de la réaction : Cu2+ + 2 Ag = 2 Ag+ + Cu Des ions argent(I) se forment progressivement. Identifier ces ions et montrer l’accroissement de leur quantité au cours du temps à l’aide d’une solution de chlorure de sodium de concentration 1 mol/L.
Test des ions Ag+, formés au cours du temps, par des ions Cl- t = 0 ; t = 5 min ; t = 10 min ; t = 15 min ; t = 20 min Na+ + Cl- Ag+ témoin
Retour à la transformation spontanée Au bout de 5, 10, 15 et 20 minutes (selon les binômes), supprimons le générateur du circuit et laissons le système fonctionner naturellement en conservant l’ampèremètre. Le courant passe à nouveau dans le sens spontané. Ag Cu Cu2+ 1 mol/L Pont salin de K+ + NO3- A K+ i e- Ag+ Vérifier la recharge de la pile avec un voltmètre.
Conclusion et terminologie La transformation que nous venons de réaliser est « forcée ». Le système, initialement en état d’équilibre, en a été éloigné. Il a fallu fournir de l’énergie électrique au système. C’est une électrolyse. La transformation forcée est ici l’inverse de la transformation spontanée qui se produit dans la pile initiale. Le système peut donc, après électrolyse, fonctionner à nouveau dans le sens spontané. Il constitue un accumulateur. Remarque : toute pile n’est pas un accumulateur, il faut que l’électrolyse provoque la transformation inverse de la transformation spontanée.