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Quand tu entends parler d'électrochimie, tu penses que cela a quelque chose à voir avec l'électricité et la chimie.
En fait, l'électrochimie est une relation entre les réactions chimiques et l'électricité. Certaines réactions chimiques peuvent créer de l'électricité. Nous utilisons l'électricité pour générer une réaction d'oxydoréduction et nous utilisons la réaction d'oxydoréduction pour produire de l'électricité.
Dans ce résumé de cours, nous allons découvrir l'électrochimie.
- Ce résumé de cours porte sur l'électrochimie.
- Tout d'abord, Tu apprendras la définition de l'électrochimie et les réactions d'oxydoréduction.
- Ensuite, nous explorerons les expériences électrochimiques.
- Nous verrons ce que sont les réactions rédox 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 rédox. 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.
Piles électrochimiques
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.
Une pile électrochimique est un générateur électrique qui transforme de l'énergie chimique en énergie électrique.
Par exemple, prenons la réaction de déplacement du cuivre et du zinc :
$$ CuSO_{4(aq)} + Zn_{(s)} \rightarrow Cu_{(s)} + ZnSO_{4 (aq)} $$
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.
Fig.1- Cellule électrochimique cuivre zinc.
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.
Pour en savoir plus sur les piles électrochimiques, il suffit de consulter le résumé de cours "pile électrochimique".
Autres types de piles 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.
Pour en savoir plus sur les pile électrolytiques, il suffit de consulter le résumé de cours "électrolyseur".
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 :
- deux béchers (en verre, non réactifs)
- deux électrodes inertes (comme le platine)
- un fil pour relier les électrodes
- un pont salin (rempli d'un électrolyte inerte)
- 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 :
$$ Q = -n.F. \Delta E $$
où
- \( Q \) 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 \( \Delta E \) 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 \( CuSO_4 \) . L'équation globale est donnée ci-dessous :
$$ Mg_{(s)} + CuSO_{4(aq)} \rightarrow MgSO_{4(aq)} + Cu_{(s)} $$
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 :
$$ Mg_{(s)} + Cu_{(s)}^{2+} + SO_{4(aq)}^{2-} \rightarrow Mg_{(aq)}^{2+} + SO_{4(aq)}^{2-} + Cu_{(s)} $$
L'ion sulfate, \( SO_4^{2-} \) , 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 :
$$ Mg_{(s)} + Cu_{(aq)}^{2+} \rightarrow Mg_{(aq)}^{2+} + Cu_{(s)} $$
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 :
$$ MnO_4^- + Fe^{2+} + H^+ \rightarrow Mn^{2+} + Fe^{3+} + H_2O $$
Commençons par le fer. Dans cette réaction, les ions \( Fe^{2+} \) se transforment en ions \( Fe^{3+} \) :
$$ Fe^{2+} \rightarrow Fe^{3+} $$
Pour équilibrer les charges, nous devons ajouter un électron au côté droit de l'équation :
$$ Fe^{2+} \rightarrow Fe^{3+} + e- $$
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 :
$$ MnO_4^- \rightarrow Mn^{2+} $$
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 \( H_2O \) , les ions hydrogène \( H^+ \) et les électrons \( e^- \) . Donc, pour ajouter de l'oxygène au côté droit, nous devons inclure du \( H_2O \) . Nous avons besoin de \( 4 O \) , donc nous ajoutons \( 4 H_2O \) :
$$ MnO_4^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O $$
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 :
$$ MnO_4^- + 8H^+ \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O $$
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 :
$$ MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O $$
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'électrochimie est l'étude de la relation entre l'électricité et les réactions chimiques.
- Les réactions d'oxydoréduction sont des réactions qui comprennent une réduction et une oxydation.
- La réduction est le gain d'électrons
- L’oxydation est la perte d'électrons
- Une pile électrochimique est un générateur électrique qui transforme de l'énergie chimique en énergie électrique.
- La galvanisation consiste à recouvrir un objet métallique d'une très fine couche d'un autre métal.
- La loi de Faraday est récapitulée par l'équation suivante :$$ Q = -n.F. \Delta E $$
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