Cellules galvaniques et électrolytiques

Imaginez ceci : vous êtes un charlatan du 14ème siècle qui se fait passer pour un alchimiste, et vous venez de découvrir la formule pour créer de l'or. Tu es proclamé héros et chargé par le roi de créer plus d'or à la fois. Malheureusement pour toi, et pour ton gagne-pain, peu importe ce que tu combineras, l'or ne sortira pas.

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      Cependant, imaginons plutôt que tu sois un chimiste du futur. Malin comme tu es, tu prépares une solution d'ions d'or, un bloc de métal et une pile. Au grand étonnement du roi, tu sors un lingot d'or, là où se trouvait le métal. Ce que tu viens de faire, c'est d'utiliser une cellule électrolytique pour recouvrir la barre de métal d'une fine couche d'or. Le roi te garde comme alchimiste personnel et, heureusement pour toi, tu gardes ta tête.

      Alors, dans ce scénario, quel genre de magie viens-tu de réaliser ? Eh bien, cela a été fait à l'aide d'un processus appelé électrolyse. Ici, nous allons tout apprendre sur les cellules électrolytiques et galvaniques (voltaïques). Ainsi, si jamais tu es envoyé 700 ans dans le passé, tu auras une place à la table royale.

        • Tout d'abord, nous verrons ce que sont les cellules galvaniques et électrolytiques.
        • Ensuite, nous discuterons de quelques exemples de cellules galvaniques et électrolytiques.
        • Enfin, nous résumerons les similitudes et les différences entre chaque cellule.

      Anode et cathode dans les cellules galvaniques et électrolytiques

      Avant d'aborder la question de l'électrodéposition de l'or sur le métal, nous devons d'abord parler de l'anode et de la cathode dans les cellules galvaniques et électrolytiques. Mais d'abord, nous devons discuter de ce qu'est une cellule électrochimique.

      Dans une cellule électrochimique, il se produit une réaction d'oxydoréduction qui produit de l'énergie. Cette réaction peut être spontanée ou non, selon les conditions de la cellule.

      Attends un peu, qu'est-ce que la spontanéité vient faire là-dedans ? Eh bien, rappelle-toi qu'une réaction spontanée se produit d'elle-même et est thermodynamiquement favorisée. À l'inverse, une réaction non spontanée ne se produira jamais d'elle-même et est thermodynamiquement interdite.

      Nous savons donc qu'une réaction d' oxydoréduction se produit dans un appareil. Rappelle-toi qu'une réaction d'oxydoréduction peut être divisée en deux demi-réactions, la réaction de réductionet la réaction d'oxydation. Une cellule électrochimique reflète une réaction d'oxydoréduction parce qu'il y a deux demi-cellules, l'une contenant une réaction d'oxydation et l'autre une réaction de réduction.

      Dans une cellule galvanique, une réaction spontanée convertit l'énergie chimique en énergie électrique. Rappelle qu'une réaction spontanée se produit sans aucune aide extérieure. L'anode contient une réaction d'oxydation, tandis que la cathode contient une réaction de réduction. Les électrons circuleront toujours de la cellule à potentiel plus élevé vers la cellule à potentiel plus bas (c'est-à-dire qu'une grande quantité d'électrons circulera vers un endroit où il y a peu d'électrons). Par conséquent, lors de la mise en place d'une cellule galvanique, il te suffit de comprendre les potentiels de réduction standard des demi-réactions.

      Il faut comprendre que les électrons, et l'énergie en général, se déplacent d'un endroit à forte densité vers un endroit à faible densité. Le contraire violerait la deuxième loi de la thermodynamique. Bien que cela ne puisse jamais se produire spontanément, cela ne veut pas dire que c'est impossible. En appliquant une tension, ou essentiellement en utilisant l'électricité, on peut forcer ce phénomène à se produire.

      Avec suffisamment d'énergie, n'importe quelle réaction dans l'univers peut être forcée à se produire. C'est ce qui se passe dans une cellule électrolytique. Prends la réaction spontanée d'une cellule galvanique (voltaïque) et inverse-la. Cela ne peut se produire qu'en appliquant une quantité d'énergie unique à la réaction d'oxydoréduction.

      En résumé :

      • Les électrons se déplacent vers les zones où il y a moins d'électrons
      • Les réactions non spontanées fonctionnent grâce à l'électricité.

      Diagrammes des cellules galvaniques et électrolytiques

      Pour approfondir l'étude des cellules galvaniques et électrolytiques, nous devons examiner un diagramme de cellule. Dans une réaction spontanée, les électrons circulent de l'anode chargée négativement vers la cathode chargée positivement.

      Cellules galvaniques et électrolytiques Cellule galvanique et électrolytique StudySmarterFig. 1 - Cellule galvanique et cellule électrolytique - Les électrons se déplacent toujours de l'anode vers la cathode. Dans chaque cellule, les espèces anodiques et cathodiques changent.

      À gauche, il est clair qu'une réaction spontanée se produit. Les électrons se déplacent de l'électrode négative vers l'électrode positive. L'énergie générée par la réaction d'oxydoréduction alimente l'ampoule. L'énergie chimique est donc convertie en énergie électrique.

      Maintenant, si nous examinons la cellule électrolytique, nous pouvons voir que les électrons circulent toujours de l'anode à la cathode, mais il y a maintenant deux différences majeures. Il n'y a plus d'ampoule et, surtout, l'anode est maintenant positive et la cathode négative.

      Essayons d'illustrer ce concept à l'aide d'un exemple. Imaginons que nous installions une cellule galvanique avec une anode en zinc et une cathode en cuivre. La réaction d'oxydoréduction ressemblerait à ceci :

      \begin{align}&E ^ {\circ} _ {cell} = E ^ {\circ} _ {cathode} - E ^ {\circ} _ {anode} \\&E ^ {\circ} _ {cell} = E ^ {\circ} _ { Cu ^{2+} / Cu } - E ^ {\circ} _ { Zn ^{2+} / Zn } \\&E ^ {\circ} _ {cell} = 0.34 ~ V - ( -0.76 ~ V ) \\&E ^ {\circ} _ {cell} = + 1.10 ~ V\end{align}

      Le cuivre (cathode) est réduit et le zinc (anode) est oxydé. Le zinc donne donc des électrons au cuivre.

      \begin{align}&E ^ {\circ} _ {cell} = E ^ {\circ} _ {Réduction} - E ^ {\circ} _ {Oxydation} \\N-&E ^ {\circ} _ {cellule} = E ^ {\circ} _ {cathode} - E ^ {\circ} _ {anode} \\N-&E ^ {\circ} _ {cell} = E ^ {\circ} _ { Cu ^{2+} / Cu } - E ^ {\circ} _ { Zn ^{2+} / Zn } \\\N-\Nend{align}

      Disons que nous laissons cette cellule réagir pendant un certain temps. À l'origine, nous avions deux bandes de métal de zinc et de cuivre de taille égale. Après avoir réagi pendant un certain temps, la bande de zinc est légèrement plus petite et la bande de cuivre est légèrement plus grande. Leurs masses ont changé à cause de la réaction d'oxydoréduction. Mais que se passe-t-il si nous voulons inverser le processus, c'est-à-dire oxyder le cuivre et réduire le zinc ? La réaction ressemblerait à ceci :

      \begin{align}&E ^ {\circ} _ {cell} = E ^ {\circ} _ {réduction} - E ^ {\circ} _ {Oxydation} \\N-&E ^ {\circ} _ {cellule} = E ^ {\circ} _ {cathode} - E ^ {\circ} _ {anode} \\N-&E ^ {\circ} _ {cell} = E ^ {\circ} _ { Zn ^{2+} / Zn } - E ^ {\circ} _ { Cu ^{2+} / Cu } \\N-\Nend{align}

      La réduction se produira toujours à la cathode, et l'oxydation se produira toujours à l'anode. Cependant, les espèces anodiques et cathodiques ont changé. Le zinc est maintenant notre cathode et recevra des électrons. Pour forcer cette réaction, une certaine forme d'énergie est nécessaire. Mais quelle quantité ?

      \begin{align}&E ^ {\circ} _ {cellule} = E ^ {\circ} _ {cathode} - E ^ {\circ} _ {anode} \\N-&E ^ {\circ} _ {cell} = E ^ {\circ} _ { Zn ^{2+} / Zn } - E ^ {\circ} _ { Cu ^{2+} / Cu } \\N-&E ^ {\circ} _ {cell} = -0.76 ~ V - ( 0.34 ~ V ) \N-&E ^ {\circ} _ {cell} = - 1,10 ~ V\Nend{align}

      Puisque la réaction spontanée génère +1,10 V d'énergie, il faut au moins autant d'énergie pour entraîner la réaction inverse. En utilisant l'électricité, nous pouvons forcer n'importe quelle réaction à se produire, y compris le dépôt d'atomes d'or sur une surface métallique.

      Conception de la cellule

      Nous avons appris qu'une cellule galvanique abrite une réaction spontanée et que les électrons circulent spontanément de l'anode négative à la cathode positive. Cependant, si nous mettons en place une cellule électrochimique basée sur le schéma précédent, ce flux s'arrêtera presque instantanément. Les électrons se déplacent extrêmement vite, de sorte qu'un déséquilibre de charge serait atteint presque immédiatement, et il n'y aurait plus de flux.2

      Dans ce schéma, il y a un pont salin entre chaque demi-cellule. Le pont salin est un tube rempli d'un électrolyte fort, avec des membranes semi-perméables aux deux extrémités. Cela permet aux ions d'entrer et de sortir du tube. Décomposons un peu les choses.

      Dans la cellule anodique, le métal Zn est oxydé en Zn2+ + 2e-. Les deux électrons circulent dans le fil et dans l'électrode de cuivre. Les ions Zn2+ chargés positivement restent dans la cellule et se combinent avec la solution de ZnSO4. Cela génère un excès de charge positive dans la solution de zinc.

      Dans la cellule de cuivre, les électrons circulent dans l'électrode. Cu2+ passe de la solution à l'électrode de cuivre pour se combiner avec le 2e-. Il reste alors du sulfate, SO42-, dans la solution, ce qui crée une solution chargée négativement.

      Au fur et à mesure que la réaction se déroule, il y a un déséquilibre de charge immédiat, ce qui arrête le flux d'électrons. Cependant, avec un pont au milieu qui contient des ions, le déséquilibre peut être inversé. Les ions peuvent s'écouler dans l'une ou l'autre des solutions électrolytiques pour aider à rétablir l'équilibre. Sans le pont de sel qui relie les deux cellules, la réaction ne pourrait pas se produire pendant une période prolongée. Chaque pièce de la cellule galvanique est essentielle pour compléter le puzzle.

      Dans le pont salin, un électrolyte fort, comme le KNO3, est suspendu dans un gel. Les ions négatifs s'écoulent dans l'anode pour réduire l'accumulation de charge positive, et les ions positifs s'écoulent du pont dans la cathode pour neutraliser la charge négative.

      Dans une cellule électrolytique, le pont salin n'est pas nécessaire. Les électrodes peuvent même être maintenues dans le même électrolyte. Comme l'électricité est utilisée pour alimenter la réaction, les conditions de la cellule nécessaires à la réaction sont moins strictes. Une cellule électrolytique peut prendre de nombreuses formes, mais l'élément le plus important est l'énergie. Sans énergie suffisante, la réaction non spontanée ne se produira pas, et il ne se passera rien.

      Dans une cellule galvanique, un voltmètre mesure la quantité de courant qui circule dans le fil. Cependant, dans une cellule électrolytique, il n'y a pas de voltmètre, mais une source d'énergie. Il peut s'agir d'énergie électrique, d'énergie solaire comme dans le cas des panneaux solaires, ou de toute autre source d'énergie.

      L'oxydation des métaux(corrosion) est une réaction d'oxydoréduction spontanée et souvent indésirable que l'on observe partout. Un exemple parfait de ce phénomène est observé chaque fois que tu rencontres de la rouille. La rouille est l'oxydation du métal ferreux. Lorsque le fer s'oxyde, il se transforme en paillettes, qui se détachent ensuite et détruisent l'intégrité du composant.

      Il existe de nombreuses techniques pour empêcher cela de se produire, mais une méthode populaire est connue sous le nom de galvanisation. La galvanisation consiste à recouvrir le fer d'un autre métal, comme le zinc. Le zinc agit comme une anode sacrificielle, qui est oxydée à la place du fer. Le zinc ne s'écaille pas lorsqu'il est oxydé, il forme donc une couche protectrice d'oxyde de zinc sur le fer.

      La galvanisation se fait généralement en plongeant le fer dans du zinc fondu, mais elle peut aussi se faire par galvanoplastie. L'électricité est utilisée pour réduire les ions métalliques sur une surface de fer (ou d'acier). Au lieu de déposer les ions de zinc sur une électrode de zinc solide, ils sont déposés sur une électrode de fer. La solution électrolytique de zinc sert d'anode et l'électrode de fer sert de cathode. La galvanoplastie peut être réalisée avec de nombreux métaux différents servant d'anode ou de cathode.

      Exemple de cellule galvanique et de cellule électrolytique

      Voyons maintenant un exemple de cellule galvanique et de cellule électrolytique. Penses-tu à des exemples de cellules galvaniques dans la vie de tous les jours ? Un processus que tu utilises pour fournir de l'énergie utilisable. Si tu as pensé à une batterie, tu as tout à fait raison !

      Les piles utilisent des réactions chimiques spontanées pour fournir de l'énergie. Il existe des piles de toutes les formes et de toutes les tailles, mais ce sont toutes des mini-piles galvaniques. Si tu penses à une petite pile, comme une AA ou une AAA, elle ne fonctionne pas à moins d'être branchée sur un appareil. Essentiellement, lorsqu'elle touche deux plaques métalliques, elle permet au circuit de se compléter, ce qui permet à la réaction spontanée d'oxydoréduction de se produire à l'intérieur de la pile.

      Que penses-tu d'un exemple de cellule électrolytique ? Eh bien, dans le même ordre d'idée, on pourrait dire une pile rechargeable. Il s'agit d'une réaction d'oxydoréduction qui est inversée par l'application d'une certaine tension électrique.

      L'un des exemples les plus courants d'électrolyse est la division de l'eau en ses composants moléculaires.

      $$ 2 H_2O \rightleftharpoons 2 H_2 + O_2 \qquad E^{\circ} = -1.23~V $$

      Il faut 1,23 V d'énergie pour diviser l'eau en oxygène et en hydrogène gazeux. Lorsque > 1,23 V est appliqué à une cellule électrolytique contenant de l'eau, du gaz s'échappe de la solution. Ce gaz est soit de l'H2, soit de l'O2, selon l'endroit d'où il jaillit. La division de l'eau est une réaction d'oxydoréduction car l'hydrogène est réduit et l'oxygène est oxydé. Comme l'hydrogène est réduit, il bouillonne à la cathode. Inversement, comme l'oxygène est oxydé, il bouillonne à l'anode.

      D'accord, c'est très bien, mais pourquoi cette réaction nous intéresse-t-elle ? Qui s'intéresse à la division de l'eau ?

      Eh bien, il y a quelques raisons, certaines bénéfiques, d'autres non. Pour commencer par les points négatifs, cette réaction signifie que les cellules électrolytiques fonctionnant à l'eau ont des limites. Si une réaction d'oxydoréduction nécessite plus de 1,23 V d'énergie pour fonctionner, la réaction ne peut pas être effectuée dans une solution contenant de l'eau. Si c'est le cas, l'eau sera divisée et la réaction d'oxydoréduction préférée ne se produira probablement pas. Par conséquent, pour que les cellules électrolytiques fonctionnent correctement, nous devons choisir soigneusement nos électrolytes.

      L'autre raison, plus passionnante, pour laquelle nous nous intéressons à cette réaction, c'est que l'eau peut être divisée pour produire de l'hydrogène .

      Ce n'est un secret pour personne que les véhicules à essence produisent beaucoup d'émissions de gaz à effet de serre. C'est pourquoi beaucoup d'argent est investi dans des véhicules fonctionnant à l'énergie renouvelable. L'un des types de véhicules les plus populaires est le véhicule électrique, qui utilise de gigantesques (et très lourdes) batteries rechargeables pour fonctionner. Ils utilisent généralement des batteries lithium-ion, qui sont très efficaces. Cependant, le lithium n'est pas renouvelable et sera bientôt en pénurie. L'une des alternatives aux batteries est la pile à hydrogène. Cette pile brûle de l'hydrogène, au lieu de l'essence, ce qui produit de l'eau comme seul sous-produit.

      Cellules galvaniques et électrolytiques exemple de pile à hydrogène StudySmarterFig 3. Voiture à hydrogène - Un véhicule qui utilise l'hydrogène comme source de carburant émettrait de l'eau au lieu du dioxyde de carbone et d'autres gaz nocifs.

      Bien que ce dessin animé soit un simple schéma d'une pile à hydrogène, il met parfaitement en évidence tout ce que nous avons appris jusqu'à présent sur les cellules galvaniques et électrolytiques. Le combustible hydrogène est brûlé, formant des cations d'hydrogène, H+. Ces ions peuvent ensuite se combiner avec l'O2 de l'atmosphère. L'oxydation de l'hydrogène sert d'anode et la réduction de l'oxygène sert de cathode. Un fil relie chaque demi-cellule qui transporte les électrons, et une membrane au milieu les sépare et transporte les ions d'hydrogène. Qu'en penses-tu ? S'agit-il d'une cellule galvanique ou électrolytique ?

      Le véhicule fonctionnant à l'hydrogène est l'objectif ultime en matière d'énergie verte pour l'avenir. Il contribuerait à réduire les émissions mondiales de carbone et utiliserait également une ressource renouvelable. Bien que l'essence soit encore abondante, les réserves mondiales commencent à s'épuiser et ne dureront pas longtemps au rythme actuel de notre consommation. De notre vivant, il est possible que la pile à hydrogène remplace le moteur à essence.

      Similitudes et différences entre les piles galvaniques et électrolytiques

      Nous espérons avoir maintenant établi les aspects théoriques et opérationnels de la cellule électrochimique. Il peut être utile maintenant d'examiner les similitudes et les différences entre les cellules galvaniques et les cellules électrolytiques. Essayons de résumer cela dans un tableau pour t'aider à le visualiser.

      Cellule galvaniqueCellule électrolytique
      Accueille une réaction spontanéeAccueille une réaction non spontanée
      L'oxydation se produit à l'anodeL'oxydation se produit à l'anode
      L'anode fournit des électrons et a une charge négativeL'anode attire les électrons et a une charge positive.
      La réduction se produit à la cathodeLa réduction se produit à la cathode
      La cathode attire les électrons et a une charge positive.La cathode fournit des électrons et a une charge négative.

      Les cellules galvaniques et électrolytiques sont très similaires, elles se déplacent simplement dans des directions opposées. C'est pourquoi une batterie rechargeable est si efficace. Il s'agit d'une réaction d'oxydoréduction que l'on laisse aller dans une direction, puis que l'on force à aller dans l'autre direction.

      Maintenant que nous avons discuté de la façon de mettre en place et de faire fonctionner les cellules électrochimiques, imagine que tu sois envoyé dans le passé, à l'époque de l'alchimie et des charlatans se faisant passer pour des mystiques. Puisque tu sais comment fonctionnent les cellules électrochimiques, il ne reste plus qu'à savoir pour qui tu vas créer de l'or.

      Cellules galvaniques et électrolytiques - Principaux enseignements

      • Une cellule galvanique héberge une réaction spontanée qui produit de l'énergie chimique.
      • Une cellule électrolytique héberge une réaction non spontanée qui nécessite de l'énergie électrique pour fonctionner.
      • Dans toutes les cellules électrochimiques, l'oxydation se produit à l'anode et la réduction se produit à la cathode.
      • Dans une cellule galvanique, l'anode est négative et la cathode est positive. Dans une cellule électrolytique, l'anode est positive et la cathode est négative.
      • Les piles rechargeables hébergent une réaction d'oxydoréduction spontanée, qui est ensuite inversée par l'électricité.
      • Lecarburant vert, tel que l'hydrogène, peut être produit en utilisant une cellule électrolytique pour diviser l'eau. Il peut ensuite être brûlé dans une cellule galvanique pour fournir de l'énergie verte.

      Références

      1. Fig 1. - Electrochemical Cells (https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Two_types_of_cells,_galvanic_and_electrolytic.jpg) by the UC Davis Library is licensed by CC BY-SA 4.0 (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/4.0/deed.en).
      2. Nivaldo Tro, Travis Fridgen, Lawton Shaw, Chemistry a Molecular Approach, 3e édition, 2017.
      Questions fréquemment posées en Cellules galvaniques et électrolytiques
      Qu'est-ce qu'une cellule galvanique ?
      Une cellule galvanique, aussi appelée pile électrochimique, est un dispositif qui convertit l'énergie chimique en énergie électrique par une réaction d'oxydo-réduction spontanée.
      Comment fonctionne une cellule électrolytique ?
      Une cellule électrolytique fonctionne en utilisant une source de courant électrique externe pour provoquer une réaction chimique non spontanée, souvent pour décomposer des composés chimiques.
      Quelle est la différence entre une cellule galvanique et une cellule électrolytique ?
      La différence principale est que les cellules galvaniques produisent de l'électricité à partir de réactions spontanées, tandis que les cellules électrolytiques nécessitent une source de courant externe pour provoquer des réactions chimiques.
      Quels sont les usages des cellules galvaniques et électrolytiques ?
      Les cellules galvaniques sont utilisées dans les piles et batteries, tandis que les cellules électrolytiques sont utilisées dans des procédés industriels comme l'électroplacage et l'électrolyse de l'eau.
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