Une pile Daniell associe une demi-pile Zn²⁺/Zn et une demi-pile…

1. C'est la même réaction qu'en contact direct :

$$\mathrm{Zn}{}_{(\mathrm{s})}+\mathrm{Cu}{}^{2+}{}_{(\mathrm{aq})}\to \mathrm{Zn}{}^{2+}{}_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{Cu}{}_{(\mathrm{s})}.$$

La différence est géométrique : les deux demi-transformations ont lieu dans deux récipients séparés, et les électrons sont obligés de passer par le circuit extérieur au lieu de sauter d'une espèce à l'autre au contact. C'est ce détour imposé qui produit un courant utilisable.<br> 2. L'électrode de zinc libère les électrons dans le circuit : c'est le pôle négatif. L'électrode de cuivre les reçoit : pôle positif. Le courant, de sens conventionnel opposé à celui des électrons, va du cuivre vers le zinc dans le circuit extérieur.<br> 3. Le pont salin ferme le circuit à l'intérieur et maintient l'électroneutralité : sans lui, le compartiment du zinc accumulerait des charges positives ($\mathrm{Zn}{}^{2+}$) et celui du cuivre des charges négatives, ce qui arrêterait immédiatement la réaction.<br> 4. $n(e^{-})=\frac{Q}{F}=\frac{1,93\times 10^3}{9,63\times 10^4}=2,0\times 10^{-2}$ mol. Chaque atome de zinc cède $2$ électrons : $n(\mathrm{Zn})=1,0\times 10^{-2}$ mol, soit

$$m=1,0\times 10^{-2}\times 65,4=0,65\text{g}.$$

Contrôle : la même charge dépose simultanément $1,0\times 10^{-2}$ mol de cuivre, soit $0,64$ g — l'électrode de cuivre s'alourdit à peu près autant que celle de zinc maigrit.