Simulateur de piles galvaniques et d’électrolyse
Équations de cette simulation
| E° | potentiel standard d'électrode | mesuré par rapport à l'hydrogène à 1 mol/L et 25 °C ; le métal au E° le plus bas cède des électrons et constitue l'anode | |
|---|---|---|---|
| E°cell | potentiel standard de la pile | la tension quand les deux solutions sont à 1 mol/L ; positif signifie que la pile fonctionne d'elle-même |
Avec les valeurs actuelles :
| n | électrons échangés | 2 pour le zinc et le cuivre | |
|---|---|---|---|
| F | constante de Faraday | 96 485 C par mole d'électrons | |
| Q | quotient de réaction | [ion à l'anode] ÷ [ion à la cathode], chacun à la puissance de sa part de n ; pendant que la pile débite, Q augmente et E baisse, jusqu'à ce que la pile soit à plat | |
| E | potentiel de la pile maintenant | ce qu'indique le voltmètre sans courant débité |
Avec les valeurs actuelles :
| ΔG | enthalpie libre de la réaction de la pile | négative pour une pile qui fonctionne d'elle-même ; −212 kJ/mol pour la pile Daniell |
|---|
Avec les valeurs actuelles :
| I | courant | r = 5 Ω est la résistance interne de la pile | |
|---|---|---|---|
| moles | métal dissous ou déposé | loi de Faraday : chaque mole d'un ion 2+ demande deux moles d'électrons |
Avec les valeurs actuelles :
| Q | charge passée | I × t ; l'alimentation doit fournir au moins 1,23 V, plus environ 0,6 V pour faire avancer les réactions | |
|---|---|---|---|
| V | volume de chaque gaz | à 25 °C et 1 atm, 24,5 L par mole : deux fois plus d'hydrogène que d'oxygène |
Avec les valeurs actuelles :
Comment utiliser le simulateur de piles galvaniques et d’électrolyse
- Pour une pile galvanique, choisissez un métal de chaque côté, chacun plongé dans une solution de ses propres ions, reliés par un fil et un pont salin. Le métal au potentiel standard le plus bas est l’anode : il se dissout et cède des électrons qui passent par le fil jusqu’à l’autre électrode, où les ions métalliques les captent et se déposent. L’appareil de mesure affiche le potentiel de la pile.
- Changez les concentrations pour voir l’équation de Nernst déplacer la tension, et baissez la résistance de charge pour tirer plus de courant. Faites fonctionner la pile et regardez l’anode s’amincir, la cathode s’épaissir et, avec le cuivre, la solution bleue pâlir, pendant que la tension baisse lentement ; les graphiques la suivent. Le Calcul avec l’équation de Nernst donne le potentiel d’une demi-pile à toute concentration.
- Passez à l’électrolyse de l’eau et réglez la tension de l’alimentation. Au-dessus d’environ 1,8 V, le courant décompose l’eau : l’hydrogène s’accumule au-dessus de l’électrode négative et l’oxygène au-dessus de la positive, deux fois plus d’hydrogène, comme le prévoient les lois de Faraday d’après la charge passée.
Questions fréquentes
Comment une pile galvanique produit-elle de l’électricité ?
Deux métaux retiennent leurs électrons avec des forces différentes, mesurées par leurs potentiels standard d’électrode. Le zinc (−0,76 V) cède ses électrons plus volontiers que le cuivre (+0,34 V) : dans la pile Daniell, les atomes de zinc se dissolvent en Zn²⁺, les électrons passent par le fil et les ions Cu²⁺ les captent sur l’électrode de cuivre. Le pont salin laisse passer des ions entre les béchers pour garder les deux solutions neutres ; sans lui, le courant s’arrête aussitôt.
Comment calculer le potentiel de la pile ?
E°pile = E°cathode − E°anode avec les deux solutions à 1 mol/L : 0,34 − (−0,76) = 1,10 V pour le zinc et le cuivre. À d’autres concentrations, l’équation de Nernst corrige : E = E° − (RT ÷ nF) ln Q, avec Q = [Zn²⁺] ÷ [Cu²⁺]. Dix fois plus d’ions zinc que d’ions cuivre abaissent la tension d’environ 30 mV.
Qu’est-ce que la loi de Faraday de l’électrolyse ?
La quantité de matière formée ou consommée à une électrode est proportionnelle à la charge passée : moles = Q ÷ (zF), avec Q = I × t, z le nombre d’électrons par ion et F = 96 485 C/mol. Décomposer l’eau demande 2 électrons par molécule d’hydrogène et 4 par molécule d’oxygène, c’est pourquoi on recueille exactement deux fois plus d’hydrogène.
Pourquoi l’électrolyse de l’eau demande-t-elle plus de 1,23 V ?
1,23 V est le minimum thermodynamique, le potentiel de la réaction en sens inverse. En pratique, les réactions aux électrodes demandent une poussée supplémentaire, la surtension, et la solution a une résistance, si bien que les cellules réelles fonctionnent entre 1,8 et 2,5 V. L’eau pure conduit à peine, on ajoute donc un électrolyte comme le sulfate de sodium, qui transporte le courant sans être consommé.
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