Pile Daniell

Le couple ${\displaystyle Zn^{2+}/Zn}$ est impliqué dans la demi-équation d'oxydo-réduction :

${\displaystyle Zn\rightleftharpoons Zn^{2+}+2e^{-}}$

L'équation de Nernst qui lui est associée est :

${\displaystyle E_{Zn}=E^{\circ }(Zn^{2+}/Zn)+{\frac {R.T}{2.F}}\ln {a(Zn^{2+})}\approx E^{\circ }(Zn^{2+}/Zn)+{\frac {0,059}{2}}\log {\left({\frac {\left[Zn^{2+}\right]}{C^{\circ }}}\right)}}$

où le potentiel standard vaut :

${\displaystyle E^{\circ }(Zn^{2+}/Zn)=-0,76V}$.

Aussi, le potentiel de l'électrode de zinc est donc :

${\displaystyle E_{Zn}\approx -0,76V}$[1].

Le couple ${\displaystyle Cu^{2+}/Cu}$ est impliqué dans la demi-équation d'oxydo-réduction :

${\displaystyle Cu^{2+}+2e^{-}\rightleftharpoons Cu}$

L'équation de Nernst qui lui associée est :

${\displaystyle E_{Cu}=E^{\circ }(Cu^{2+}/Cu)+{\frac {R.T}{2.F}}\ln {a(Cu^{2+})}\approx E^{\circ }(Cu^{2+}/Cu)+{\frac {0,059}{2}}\log {\left({\frac {\left[Cu^{2+}\right]}{C^{\circ }}}\right)}}$

où le potentiel standard vaut :

${\displaystyle E^{\circ }(Cu^{2+}/Cu)=+0,34V}$.

Aussi, le potentiel de l'électrode de cuivre est donc :

${\displaystyle E_{Cu}\approx +0,34V}$[2].

La « règle du gamma » impose une équation bilan de la réaction :

${\displaystyle Zn+Cu^{2+}\rightarrow Zn^{2+}+Cu}$

La constante K de cette réaction est de l'ordre de ${\displaystyle 10^{37}}$, c'est-à-dire que tant que le quotient de cette réaction est inférieur à K, la réaction évolue dans le sens direct, c’est-à-dire dans le sens de la consommation des réactifs.

Ainsi, il y a :

• oxydation du zinc (l'électrode de zinc est une anode) ;
• et réduction des ions cuivre II (l'électrode de cuivre est une cathode).

La réaction d'oxydation d'un atome de zinc de l'anode entraîne la libération de deux électrons dans le circuit :

${\displaystyle Zn\rightarrow Zn^{2+}+2e^{-}}$

Le potentiel de l'électrode de zinc est le plus bas, c'est le pôle – de la pile :

${\displaystyle E_{-}=E_{Zn}\approx -0,76V}$.

Les électrons libérés se dirigent alors vers l'autre électrode de la pile (le pôle +) en créant un courant dans le circuit. Ce courant est conventionnellement positif du pôle + vers le pôle – , alors que les électrons se dirigent du pôle – vers le pôle + (car les électrons sont chargés négativement).

La tension aux bornes de la pile (c’est-à-dire la différence de potentiel entre ses électrodes) est ${\displaystyle u=E_{+}-E_{-}\approx 1,10V}$.

Arrivés à la cathode, les électrons sont impliqués dans la réduction des ions cuivre II présents dans la solution :

${\displaystyle Cu^{2+}+2e^{-}\rightarrow Cu}$

Ce qui entraîne la croissance de la lame de cuivre.

Le potentiel de l'électrode de cuivre est le plus haut, c'est le pôle + de la pile :

${\displaystyle E_{+}=E_{Cu}\approx +0,34V}$.

Dans le pont électrolytique (ou pont salin),

• deux anions chlorure (${\displaystyle Cl^{-}}$) - ou nitrate (${\displaystyle NO_{3}^{-}}$) dans le cas d'un pont salin à base de ${\displaystyle KNO_{3}}$ - dérivent vers la solution de sulfate de zinc ;
• alors que deux cations potassium (${\displaystyle K^{+}}$) traversent le pont salin pour rééquilibrer la solution de cuivre.

Le pont électrolytique sert ainsi à fermer le circuit électrique, tout en assurant aux deux demi-piles des potentiels différents.

• Jean Sarrazin et Michel Verdaguer, L’oxydoréduction : concepts et expériences, Paris, Ellipses Marketing, 1991, 320 p. (ISBN 2-7298-9122-6, OCLC 809987401, notice BnF n^o FRBNF35463801).

• Pile thermique
• Pile Callaud

• Animation sur le fonctionnement de la pile Daniell

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