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une batterie au Lithium
Les batteries, piles et accumulateurs sont à peu près partout, mais savez-vous comment ça marche ?

Si on prend comme exemple l’accumulateur qui se trouve dans votre téléphone ou votre ordinateur portable, il y a de grandes chances qu’il s’agisse d’une batterie Li-Ion.

Dans cette dénomination :

  • Li est symbole du lithium, un élément chimique en haut à gauche sur le tableau périodique, de la famille des métaux.
  • Un ion est simplement un atome qui se retrouve avec un électron en plus ou en moins par rapport à la normale.

Les batteries (plus précisément des accumulateur) au Li-Ion contiennent donc des ion de lithium.

Voyons désormais comment faire de l’électricité avec du lithium.

Déjà, c’est quoi l’électricité ?
Prenons l’électricité statique : quand vous prenez un coup de jus, par exemple après avoir frotté un bout de nylon sur de la laine, ce sont en fait des électrons accumulés sur le nylon qui sautent sur votre main, créant ainsi un courant électrique très bref mais suffisant pour vous secouer. En le frottant, le nylon arrache des électrons à la laine et il se forme un déséquilibre électrique (on parle d’une différence de charge) : votre main sur le nylon va alors capter ces électrons.

Dans le cas de l’électricité statique, on a séparé des électrons pour produire de l’électricité : le courant apparaît quand les électrons reviennent à leur emplacement initial.

On pourrait alimenter un smartphone avec une grosse pelote de laine et une énorme toile de nylon, mais ce ne serait pas pratique. On a trouvé mieux : la chimie.

Certaines réactions chimiques, que vous connaissez tous, transforment du carbone et de l’oxygène en dioxyde de carbone :

$$\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2$$

Il existe des réactions chimiques qui libèrent des électrons : on les nomme réaction d’oxydation. D’autres réactions chimiques ne peuvent avoir lieu que si on leur fournit des électrons : ce sont des réactions de réduction. Dans ces réactions là, l’électron est respectivement un produit et un réactif. L’électron tout seul fait donc partie de de l’équation de réaction chimique.

C’est exactement ce genre de réactions qui se produisent dans votre batterie : à une borne a lieu une réaction chimique qui libère un électron : cet électron va traverser tout le circuit électrique et alimenter une lampe, un écran ou un haut parleur, puis va finir sur l’autre borne où il va être consommé par la seconde réaction.

Si les deux réactions (oxydation et réductions) se font de façon combinée, comme dans le cas d’une batterie, on parle d’une réaction d’oxydo-réduction.

Dans ce cas d’une batterie au Li-Ion, c’est le lithium qui va tantôt libérer un électron et tantôt en absorber un.
La réaction d’oxydation, sur la borne négative et qui libère un électron est :

$$x\text{LiC}_6 \rightarrow x\text{Li}^+ + xe^- + x\text{C}_6$$

Et celle qui consomme les électrons du côté de la borne positive est :

$$\text{Li}_{n-x}\text{CoO}_2+x\text{Li}^{+}+xe^- \rightarrow \text{Li}_n\text{CoO}_2$$

Ici, le $C_6$ représente du graphite (du carbone) qui piège le lithium. Le $Li_nCoO_2$ représente une matrice métallique (à base d’oxyde de cobalt lithié).
Même une fois chargée complètement, il reste un peu de lithium dans la matrice de cobalt : si tout le lithium venait à sortir de l’oxyde de cobalt, la batterie serait morte car cet oxyde de cobalt ne permettrait plus d’accueillir à nouveau des ions lithium : il lui fait un peu de lithium initialement (d’où la présente du $x$ et du $n$ un peu étranges, dans les équations).

En temps normal ces réactions chimiques se font toutes seules, mais dans une batterie on a séparé le graphite et la matrice en oxyde de cobalt lithié pour que la réaction complète ne puisse se faire que si on relie les deux bornes de la pile par un circuit électrique. En effet, le circuit électrique est alors le seul moyen pour les électrons de la réaction de participer à la réaction.

C’est aussi la raison pour laquelle il ne faut pas ouvrir une batterie au lithium : en faisant ça, on risque de mettre en contact tous ces produits et d’amorcer la réaction, qui est très calorique (exothermique) et qui risque de faire exploser la batterie violemment.

Lors de la recharge de la batterie au lithium, le courant électrique du chargeur force la réaction chimique à se faire dans l’autre sens : on remet donc les électrons et le lithium à leur place initiale, de façon à ce que si on branche à nouveau un circuit électrique, la batterie puisse de nouveau l’alimenter.
Ceci est bien-sûr possible parce que ces réactions chimiques sont réversibles sous l’effet d’une tension électrique (celle du chargeur). Ce n’est pas le cas de toutes les réactions chimiques et ça explique donc pourquoi une pile alcaline ou saline ne peut pas être rechargé mais que d’autres technologies de piles puissent l’être : lithium-ion, lithium-polymère, nickel-cadmium…

image de Adafruit

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Kevin V. a dit :

Encore un très bon article, merci :)

Par contre si tu fais un jour un article sur les idées reçues concernant les batteries, ça serait bien >_<

Chacun y va de sa théorie, personne ne se met d'accord, y compris les fabricants... bref, c'est le bordel. Certains croient encore, par exemple, qu'il faut décharger complètement sa batterie une fois par semaine. J'ai entendu dire que c'était partiellement vrai, seulement ce n'est pas pour la batterie, mais pour que l'électronique de gestion puisse se "calibrer". Je ne sais pas si c'est la vérité.

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Le Hollandais Volant a dit :

J’ai éventuellement ça : http://lehollandaisvolant.net/?d=2011/08/10/15/59/52-vider-a-100-la-batterie-de-votre-ordinateur (voir aussi les commentaires)

Il doit y avoir un autre article à ce propos, sur un blog ailleurs auquel j’avais un jour participé dans la discussion. En effet, les constructeurs se contredisent tous, c’est chiant.

Concernant le Li-Ion, une chose est sûr d’après le fonctionnement de la chimie interne :
– la vider à 0% est fatal. Elle empêchera toute recharge future (ça semble confirmé par mes propres expériences malheureuses)
– une surcharge est très mauvaise : utiliser 5,2 V au lieu de 5,0 V et ça peut péter. Les potentiels électrochimiques permettent de forcer une réaction à se faire dans le sens inverse que le sens naturel, mais une tension supérieure peut provoquer d’autres réactions chimiques, qui ici peuvent être dangereuses.
– utiliser les chargeurs « rapide » ne sont pas forcément bons non plus car l’intensité du courant est alors de 2 ampères, ce qui chauffe et abîme chimiquement la batterie.
– la chaleur détruit/décompose le graphite et les cristaux d’oxyde de cobalt, c’est donc mauvais aussi.

Autrement, je n’ai jamais eu de problèmes en :
– laissant branché la batterie dans mon ordinateur portable, qui est toujours branché au secteur.
– faisant pareil sur mon smartphone (il est toujours branché, sauf quand je me déplace)
– évitant que mes décharges aillent en dessous de 10~15%.

J’ai des smartphones qui ont 5 ans et dont la batterie est encore nickelle.

D’expérience, je dirais que ces trois lignes de conduite sont bonnes, donc, et je continue à les appliquer.
Je ne m’en suis écarté qu’une seule fois et ma batterie à perdue définitivement 54% de sa capacité (avec un logiciel de calibration à la con).

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seb a dit :

Le gros défaut des gens en général c'est qu'ils ne regardent pas le pourcentage de charge de la batterie mais l'autonomie que leur indique leur appareil. Si la batterie est à 10% de charge mais que l'appareil indique 30 min d'autonomie, ils ne se branchent pas, ils ont encore le temps.

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Scoobix a dit :
Bonjour, je suis en première S et je passe un oral de TPE (la semaine prochaine) sur les batteries lithium-ion. Je n'arrive toujours pas à comprendre la signification de "x" malgré toutes les recherches que j'ai pu faire. Pourriez-vous m'éclairer sur la question svp ? Merci d'avance.
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Le Hollandais Volant a dit :
@Scoobix : oui, "x" ici n’est qu’un nombre : il a la même signification que quand on dit « il n’est pas devenu depuis X jours ».

Par exemple pour cette équation :

$$x\text{LiC}_6 → x\text{Li}^+ + xe^- + x\text{C}_6$$

Tu peux mettre ça pour simplifier :

$$\text{LiC}_6 → \text{Li}^+ + e^- + \text{C}_6$$

En fait, on met un "x" par signifier que le coefficient n’est en lui-même pas important. C’est juste que la réaction se produit plusieurs fois (plein de fois, « x fois », en fait) dans l’accu au lithium-ion.

Si un peu plus loin je met un « $n−x$ c’est pour dire que l’on ne peut pas disparaître la totalité du lithium du côté des réactifs : il doit y en rester un peu, sinon la pile ne se recharge plus du tout. Dans cette notation, on considère que $x<n$.

De plus, pour cette notation : $Li_nCoO_2$, on veut dire qu’il peut y avoir $n$ atomes de lithium sur l’oxyde de cobalt. Le nombre n’est pas défini, car l’oxyde de cobalt agit comme une structure qui capte du lithium, et ce n’est pas vraiment une molécule ayant une formule exacte. C’est juste qu’il y du $CoO_2$ partout et les $Li$ s’en détachent au fur et à mesure que la pile se vide.

Pour un niveau de première S, tu peux aisément les supprimer : on ne t’en demandera pas tant (même si tu pourrais très bien mentionner (lors de l’oral) qu’il doit toujours rester un peu de lithium non-réagit dans la pile, sinon la réaction de rechargement ne peut pas se faire : le lithium formé ne peut se fixer nul part).
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Scoobix a dit :
Le Hollandais Volant, merci beaucoup ! Votre explication m'a beaucoup aidé.


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