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Électrochimie

Dans cet article, tu vas apprendre les bases de l'électrochimie. Plus important encore, tu apprendras pourquoi l'électrochimie est si importante pour de nombreuses industries. L'électrochimie a un grand nombre d'applications, qui dépendent toutes du contrôle des réactions d'oxydoréduction.

  • Tu apprendras ce qu'est l'électrochimie.
  • Nous verrons ce que sont les réactions redox et comment contrôler le flux d'électrons dans ces réactions.
  • Nous passerons en revue les deux types de piles électrochimiques.
  • Ensuite, nous verrons quelles sont les applications de l'électrochimie.
  • Enfin, nous verrons comment mettre en place une expérience électrochimique.

Électrochimie : définition

Qu'est-ce que l'électrochimie ?

Dans sa forme la plus simple, l'électrochimie est l'étude de la relation entre l'électricité et les réactions chimiques.

L'électrochimie implique l'étude du transfert d'électrons et concerne principalement les réactions d'oxydoréduction.

Les réactions d'oxydoréduction sont des réactions qui comprennent une réduction et une oxydation.

Les réactions d'oxydoréduction

Les réactions d'oxydoréduction sont étudiées en les divisant en réactions de réduction et en réactions d'oxydation.

Dans le contexte du transfert d'électrons, on peut supposer ce qui suit :

La réduction est le gain d'électrons

L’oxydation est la perte d'électrons

L'électrochimie concerne donc le transfert d'électrons dans les réactions d'oxydoréduction. Mais comment ?

L'électrochimie est l'étude et la quantification de la libération contrôlée d'énergie dans les systèmes redox. Les réactions d'oxydoréduction peuvent se dérouler spontanément et de manière incontrôlée si tu mélanges tes réactifs dans un bécher. Mais si tu sépares les réactifs et que tu permets à un circuit de se former, alors la réaction peut être contrôlée.

Rappelle-toi que l'oxydoréduction concerne le transfert d'électrons dans un système, et que le fait de connecter les réactifs à travers un circuit permet aux électrons de circuler dans les fils.

Ainsi, en permettant de séparer la réaction d'oxydoréduction, on peut contrôler le flux d'électrons et donc d'électricité dans le système, ce qui constitue la base de l'électrochimie. Tu peux également considérer l'électrochimie comme la chimie qui génère des circuits et des potentiels électriques.

Expériences en électrochimie

Nous allons aborder ici quelques expériences clés qui te permettront de comprendre le concept de l'électrochimie et, plus important encore, la manière dont l'électrochimie a été développée.

Par exemple, prenons la réaction de déplacement du cuivre et du zinc :

CuSO4 (aq) + Zn (s) → Cu (s) + ZnSO4 (aq).

La réaction ci-dessus est une réaction d'oxydoréduction, car le cuivre gagne des électrons, tandis que le zinc en perd. Normalement, la réalisation de cette réaction devrait conduire à un transfert instantané d'électrons, ici du zinc vers le cuivre. Mais que se passe-t-il si tu sépares les deux réactifs dans deux piles et que tu les connectes par un circuit ?

Ci-dessous, tu peux voir le schéma d'un montage permettant de réaliser une telle expérience.

Électrochimie Cellule électrochimique cuivre-zinc StudySmarterfig. 1- Cellule électrochimique cuivre zinc. Source : researchgate.net

Dans le schéma ci-dessus, on peut observer comment les deux réactifs sont séparés physiquement, mais reliés par deux connexions. Il s'agit d'un circuit externe, qui relie les électrodes métalliques, ainsi que d'un pont salin. Le pont salin assure la circulation des anions, de sorte que pendant la réaction, les électrons et les anions peuvent être mobiles.

Le pont salin est essentiel, car sans lui, le mouvement des ions négatifs, dans ce cas les anions, n'aura pas lieu et le circuit sera incomplet.

Peux-tu voir comment la réaction d'oxydoréduction se produit toujours, mais en deux demi-réactions dans chaque pile ? C'est parce qu'elles se produisent partiellement et séparément, mais sont reliées par le circuit. De cette façon, nous pouvons contrôler la réaction et la surveiller.

Le contrôle de la réaction s'effectue en plaçant un voltmètre dans le circuit, afin de quantifier le flux d'électrons.

Autres types d'expériences électrochimiques

Dans la réaction ci-dessus, celle qui est représentée dans le schéma ci-dessus, est appelée pile voltaïque, ou pile galvanique. Ce type de pile se produit lorsque la réaction réalisée est spontanée, c'est-à-dire si les réactifs sont thermodynamiquement capables de réagir entre eux sans intervention extérieure.

Mais que se passe-t-il si les deux réactifs ne réagissent pas spontanément ? On peut toujours réaliser l'expérience et créer deux piles connectées en circuit, mais dans ce cas, il faut fournir de l'énergie au système. En appliquant un courant au système, la réaction non spontanée donnera les résultats souhaités. Ce type de réaction s'appelle l'électrolyse et s'effectue généralement dans une pile électrolytique.

Une différence essentielle entre les réactions spontanées et les réactions non spontanées est que dans les réactions spontanées, l'énergie est libérée, alors que dans les réactions non spontanées, l'énergie doit être fournie au système par la chaleur, l'électricité ou d'autres moyens.

En appliquant cela aux contextes de l'oxydoréduction et de l'électrochimie, une réaction est spontanée si elle génère du courant dans le circuit. Dans une réaction non spontanée, il faudra fournir du courant, comme dans une pile électrolytique.

Électrochimie : cours

Sur quoi repose donc l'électrochimie ? De quoi a-t-on besoin pour étudier l'électrochimie ?

L'électrochimie repose sur un circuit fermé et complet.

Cela signifie que le circuit créé entre les deux réactifs doit être complet, avec un circuit externe pour les électrons et un pont salin pour les anions. Le flux d'électrons, et donc l'électricité, ne se produira pas si le circuit n'est connecté que par un fil externe.

Il faut toujours qu'il y ait une boucle pour que le circuit soit complet.

Les piles électrochimiques sont des demi-réactions de la réaction d'oxydoréduction complète.

Chaque partie d'une pile électrochimique représente une demi-réaction de la réaction d'oxydoréduction complète. La réduction a lieu d'un côté, où un métal va gagner des électrons et devenir solide à partir d'un état aqueux. Dans l'autre demi-pile, la réaction d'oxydation a lieu, le métal solide cédant des électrons pour devenir aqueux.

Dans la notation des piles électrochimiques, la demi-pile qui subit une oxydation est écrite en premier (à gauche), suivie de la demi-cellule qui subit une réduction. De cette façon, on peut voir clairement le transfert des électrons, qui se fera d'une demi-cellule à l'autre dans le sens oxydation réduction, en montrant les éléments qui perdent des électrons et ceux qui en gagnent.

Techniques d'électrochimie

De quel type d'équipement et de méthodologie as-tu besoin pour mettre en place ta propre pile électrochimique ?

Ce sont les types d'équipement que tu utiliseras dans tout type d'expérience électrochimique :

  1. deux béchers (en verre, non réactifs)
  2. deux électrodes inertes (comme le platine)
  3. un fil pour relier les électrodes
  4. un pont salin (rempli d'un électrolyte inerte)
  5. un voltmètre (appareil de mesure de la tension) ou une pile.

Alors, comment monter ton expérience ? Tout d'abord, tu dois mesurer tes réactifs et déterminer les relations stœchiométriques pour que la réaction d'oxydoréduction ait lieu. En général, tu vas créer des concentrations spécifiques de solutions que tu vas ensuite utiliser pour tes réactions électrochimiques. Par contre, si tu réalises une expérience d'électrochimie non aqueuse, comme l'électrolyse de sels fondus, tu n'auras pas besoin de créer des solutions spécifiques.

Après avoir créé tes demi-piles, connecte le circuit par le biais du fil et du pont salin, et assure-toi de brancher le voltmètre ou la pile. Cela permettra soit de fournir de l'énergie à la réaction, soit de mesurer l'énergie du système.

Électrode de travail

Une remarque sur les électrodes que tu utiliseras. En fonction du type de réaction que tu vas réaliser, tu utiliseras soit des électrodes métalliques de l'espèce métallique aqueuse, soit des électrodes inertes. Les électrodes inertes sont capables de faciliter tout type de réaction électrochimique sans interférer avec le système ou la stœchiométrie de la réaction d'oxydoréduction. Tout dépend si la réaction en demi-pile est capable d'avoir sa propre électrode métallique ou si elle repose sur une électrode inerte.

Applications de l'électrochimie

Nous allons aborder ici certaines applications courantes des différents types d'électrochimie. Celles-ci incluent à la fois les applications de l'électrolyse et d'autres réactions de piles électrochimiques.

Applications des piles voltaïques

Certaines applications courantes de l'électrochimie consistent à produire des cristaux métalliques solides à partir de solutions. De nombreux métaux différents se trouvent sous forme de sels à l'état naturel dans le sol. En les dissolvant dans des solutions puis en effectuant des réactions d'oxydoréduction électrochimiques, nous pouvons produire le métal solide.

La production de ces matériaux et métaux est essentielle pour tous les types d'industries. Cela inclut l'industrie technologique et toute industrie manufacturière.

Applications de l'électrolyse

Certaines applications courantes de l'électrolyse servent à raffiner les métaux et les impuretés. En appliquant un courant à un morceau de métal impur, tu peux le purifier et obtenir une boue d'impuretés au fond de ton bécher. Ce procédé peut être utilisé pour transformer n'importe quel métal précieux en un métal plus précieux, car il en augmente la pureté.

Une autre application clé de l'électrolyse est la galvanisation.

La galvanisation consiste à recouvrir un objet métallique d'une très fine couche d'un autre métal.

La galvanisation permet de déposer des métaux sur un autre objet métallique. Cette opération est généralement réalisée avec des métaux précieux, comme l'argent ou l'or. Dans ce cas, l'objet que tu veux galvaniser peut être argenté par exemple, en lui donnant une couche d'argent. Cette opération permet d'utiliser le moins possible de métal précieux sur l'objet à recouvrir.

L'objet à galvaniser doit également être un métal, car il servira d'électrode au fil électrique. La réaction de réduction se produira sur l'objet métallique, et le métal précédent sera déposé sur l'objet à partir de la solution aqueuse.

Loi de faraday

En 1833, Michael Faraday a établi les deux lois fondamentales de l'électrolyse :

  • la première loi affirme que les quantités d'électrons en présence à l'anode et à la cathode sont rigoureusement identiques ;
  • la deuxième loi affirme que la quantité de matière produite (ou consommée) par la réduction à la cathode (ou par l'oxydation à l'anode) est proportionnelle à la quantité d'électricité ayant parcouru la cellule d'électrolyse pendant la réaction.

Cette loi est récapitulée par l'équation suivante :

  • Q est la quantité d'électricité (en coulombs)
  • n est le nombre d'électrons échangés
  • F est la constante de Faraday (F = 96 500 coulombs par mole d'électrons)
  • et ΔE est la différence de potentiel aux électrodes.

Électrochimie : exercices corrigés

Écrire une équation d'oxydoréduction pour la réaction entre le magnésium (Mg) et le sulfate de cuivre (CuSO4). L'équation globale est donnée ci-dessous :

Tout d'abord, nous devons trouver les ions spectateurs dans l'équation. Ceux-ci ne changent pas d'état d'oxydation. Ils ne sont ni oxydés ni réduits, nous n'avons donc pas besoin de nous en préoccuper.

Pour t'aider à identifier les ions spectateurs, sépare les sels ioniques en leurs ions constitutifs :

L'ion sulfate, SO42-, est présent des deux côtés de l'équation. Il ne change pas d'état physique, d'état d'oxydation ou de charge. Cela signifie qu'il s'agit d'un ion spectateur.

Pour écrire une équation d'oxydoréduction globale, il suffit d'omettre cet ion.

Voici ta réponse finale :

Écrire les demi-équations de la réaction entre les ions manganate (VII) et les ions fer (II) pour former des ions manganèse (II) et des ions fer (III). L'équation non équilibrée est donnée ci-dessous :

Commençons par le fer. Dans cette réaction, les ions Fe2+ se transforment en ions Fe3+ :

Pour équilibrer les charges, nous devons ajouter un électron au côté droit de l'équation :

Les deux éléments et les charges sont équilibrés ; notre première demi-équation est terminée. Nous allons maintenant considérer l'ion manganate. Voici notre équation de départ :

Il y a le même nombre de Mn de chaque côté de l'équation, nous n'avons donc pas besoin de nous en préoccuper. Cependant, il y a quatre oxygènes (O) du côté gauche mais aucun du côté droit. Nous devons équilibrer l'équation en ajoutant plus de O du côté droit. N'oublie pas que les seules substances que nous pouvons ajouter aux demi-équations sont l'eau (H2O), les ions hydrogène (H+) et les électrons (e-). Donc, pour ajouter de l'oxygène au côté droit, nous devons inclure du H2O. Nous avons besoin de 4 O, donc nous ajoutons 4 H2O :

Nous rencontrons maintenant un autre problème : il y a 8 hydrogènes (H) sur le côté droit de l'équation, mais aucun sur le côté gauche. Heureusement pour nous, les ions hydrogène (H+) sont l'une des espèces que nous sommes autorisés à ajouter aux demi-équations. Par conséquent, nous ajoutons 8 H+ au côté gauche :

Nous avons presque terminé. Cependant, les charges ne sont pas équilibrées : Il y a une charge globale de +7 du côté gauche, mais seulement +2 du côté droit. Pour que les charges soient égales, nous ajoutons 5 électrons négatifs au côté gauche :

Vérifie une dernière fois l'équation pour t'assurer que le nombre de moles de chaque élément et la charge globale sont équilibrés de chaque côté de l'équation. Dans ce cas, tout semble correct. Bravo, nous avons écrit nos deux demi-équations.

Électrochimie - Points clés

  • L'électrolyse est l'étude de la relation entre l'électricité et les réactions chimiques.
  • La division d'une réaction d'oxydoréduction en piles permet de contrôler le flux d'électrons (électricité) dans un circuit externe.
  • Les piles voltaïques quantifient les réactions d'oxydoréduction spontanées par l'électricité (énergie) du système.
  • L'électrolyse permet de réaliser des réactions non spontanées en appliquant de l'énergie dans le système.
  • Certaines applications de l'électrochimie sont : la purification des métaux, la production de métaux solides et la galvanoplastie.

Questions fréquemment posées en Électrochimie

Une transformation électrochimique est un procédé qui se distingue par l’utilisation du courant électrique pour obtenir cette transformation.

Une pile électrochimique est un générateur électrique ayant pour principe de convertir l'énergie chimique fournie par une réaction d'oxydoréduction spontanée en énergie électrique.

Elle est en général constituée de 2 électrodes métalliques, d'une solution électrolytique et d'un pont salin.

Les phénomènes peuvent influencer la cinétique d'une réaction électrochimique sont:

La concentration 

Le potentiel électrique : le transfert électronique entre l'électrode et l'électrolyte

Questionnaire final de Électrochimie

Question

Définis l'électrochimie en termes d'électricité. 

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Réponse

L'électrochimie est la relation entre l'électricité et les réactions chimiques. 

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Question

Pourquoi le pont salin est-il si important pour les expériences électrochimiques ?

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Réponse

Le pont salin ferme les circuits et permet aux anions de passer d'une demi-pile à l'autre. 


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Question

Nomme les matériels les plus importants dont tu auras besoin pour une expérience électrochimique. 


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Réponse

Voltmètre

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Question

Quelles sont les applications courantes des piles électrolytiques ?

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Réponse

Le raffinage des métaux et des impuretés, la production de métaux à partir de sels fondus et la galvanisation.

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Question

Quelles sont les applications courantes des piles voltaïques ?

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Réponse

Production de métaux solides à partir de solutions salines. 

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Question

Quel acronyme peut-on utiliser pour se souvenir des processus d'oxydoréduction ?

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Réponse

OIL RIG

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Question

Quel type de réactions d'oxydoréduction les cellules électrolytiques facilitent-elles ?

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Réponse

L'électrolyse est utilisée pour les réactions d'oxydoréduction non spontanées.

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Question

Quels sont les deux types de cellules électrochimiques ?

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Réponse

La pile de Volta (galvanique) et la pile électrolytique. 

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Question

Quel type de pile électrochimique sera nécessaire pour une réaction d'oxydoréduction spontanée ?

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Réponse

Une pile voltaïque (galvanique)

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Question

Si une réaction d'oxydoréduction est spontanée, produira-t-elle un courant ?

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Réponse

Oui

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Question

Pourquoi les réactions électrochimiques nécessitent-elles deux électrodes ?

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Réponse

Cela permet de répartir la réaction d'oxydoréduction entre la réaction de réduction et celle d'oxydation

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Question

Un ................ est une espèce chimique capable de capter des électrons

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Réponse

oxydant

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Question

La réaction entre le fer et l'acide chlorhydrique produit du

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Réponse

Sulfure d'hydrogène

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Question

L'électrolyse ne réalise-t-elle que des réactions d'oxydoréduction ?

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Réponse

Oui, car il répartit l'oxydation et la réduction entre les deux électrodes. 

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Question

Quelle réaction se produit à l'anode lors de l'électrolyse ?

Montrer la réponse

Réponse


Oxydation

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Question

À quelle électrode la réduction a-t-elle lieu dans l'électrolyse ?

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Réponse

Cathode

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Question

Quelle électrode est l'électrode positive ?

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Réponse


Anode

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Question


Vers quelle électrode sont attirés les cations lors de l'électrolyse ?

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Réponse

Cathode

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Question


Dans l'électrolyse, est-il nécessaire d'avoir un pont salin ?

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Réponse

Non

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Question

Pendant la galvanoplastie, quelle électrode est remplacée par l'objet que tu souhaites revêtir ?

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Réponse


Anode

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Question

Au cours de l'électrolyse de l'eau, quels gaz sont produits ?

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Réponse

Oxygène et hydrogène

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Question

Le courant et le temps ont-ils un effet sur la galvanisation ?

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Réponse


Oui

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Question

Les sels peuvent-ils ne pas être dissous dans l'eau lors d'une électrolyse ?

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Réponse

Oui, l'électrolyse des sels fondus se produit.

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Question

Cite une utilisation de l'électrolyse. 

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Réponse

Peut être :


- Le raffinage des métaux


- La production de gaz


- La galvanoplastie

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Question

Dans quels deux états peuvent se trouver les composés ioniques pour l'électrolyse ?

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Réponse

Aqueux ou fondus

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Question

Pourquoi les composés ioniques doivent-ils être à l'état fondu s'ils ne sont pas dissous dans l'eau pour l'électrolyse ?

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Réponse

Ils doivent être fondus pour permettre la mobilité des ions. 

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Question

Quel avantage présente l'électrolyse d'un composé ionique fondu par rapport à son homologue aqueux ?

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Réponse

À l'état fondu, les espèces déchargées sont les ions du sel, tandis qu'en électrolyse aqueuse, d'autres gaz peuvent souvent être dégagés. 

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Question

L'électrolyse exploite une réaction d'oxydoréduction_______


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Réponse

spontanée

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Question

À la cathode, quel processus d'oxydoréduction se produit ?

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Réponse

Réduction

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Question

Quels sont les deux types de cellules électrochimiques ?

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Réponse

Électrolytique et voltaïque



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Question

Dans quel sens les électrons circulent-ils entre les électrodes ?


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Réponse

De l'anode à la cathode

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Question

L'oxydation peut-elle se produire aux deux électrodes de la cellule électrochimique ?

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Réponse

Non

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Question

Dans quelles directions les électrons circulent-ils entre les électrodes ?

Montrer la réponse

Réponse

De l'anode à la cathode


Montrer la question

Question

Comment peux-tu prédire le flux d'électrons dans une cellule électrochimique ?

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Réponse

Déterminer quelle électrode est l'anode et la cathode, ce qui te permettra de savoir que les électrons circulent de l'anode vers la cathode. 

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Question

Peux-tu utiliser des cellules électrochimiques pour mesurer le potentiel standard de la cellule ?

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Réponse

Oui

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Question

Quelles autres constantes thermodynamiques peux-tu déterminer si tu connais le potentiel standard de la cellule ?

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Réponse

L'énergie libre de Gibbs et la constante d'équilibre.

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Question

Quelle est la relation entre le potentiel standard d'électrode et l'énergie libre de Gibbs ?

Montrer la réponse

Réponse

La relation est définie par l'équation suivante :

$$\Delta G = -nFE_{cellule} $$

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Question

Quelle est la relation entre le potentiel standard de l'électrode et la constante d'équilibre ?

Montrer la réponse

Réponse

La relation est définie par l'équation suivante : 

$$ E^o_{cell} = \frac {RTlnK}{nF}$$

Montrer la question

Question

Quelles sont les deux façons dont tu peux déterminer le potentiel standard de l'électrode ?

Montrer la réponse

Réponse

Expérimentalement (lecture du voltmètre) ou par des calculs. 


Montrer la question

Question

Quelle est l'équation permettant de calculer le potentiel de la cellule standard à partir des potentiels de la cellule et de l'électrode ? 

Montrer la réponse

Réponse

$$E^o_{cell} = E^o_{red} - E^o_{oxyd}$$

Montrer la question

Question

Comment le potentiel de l'électrode standard est-il calculé ?


Montrer la réponse

Réponse

L'électrode est comparée à l'électrode à hydrogène standard (EHS)

Montrer la question

Question

Quelles sont les caractéristiques les plus importantes d'une cellule électrochimique ?

Montrer la réponse

Réponse

Électrodes, circuit et pont salin

Montrer la question

Question

À quelle électrode l'oxydation se produit-elle dans une pile voltaïque ?

Montrer la réponse

Réponse

Anode

Montrer la question

Question

À la cathode, quel processus d'oxydoréduction se produit ?

Montrer la réponse

Réponse

Oxydation

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