L’ÉLECTROCHIMIE

Voici ce que vous avez déjà vue: Les réactions d’oxydoréduction sont un échange d’électrons d’un réactif à un autre. Un courant électrique est un flux d’électricité dans un circuit. Nous allons maintenant étudier ces deux concepts dans ce qu’on appelle l’électrochimie. L’électrochimie est l’étude des processus de conversion de l’énergie chimique en énergie électrique.

Les réactions d’oxydoréductions - révision Au moyen d’expériences, les scientifiques ont élaboré des listes, appelées séries d’activité, pour classe la réactivité de certains éléments. La séries des activités des métaux aide à prédire si une réaction de déplacement simple se produira ou non entre un métal et un composé ionique. Voir Annexe B p.744 : la série d’activité des métaux Se servir d’un tableau de série activité pour prédire la spontanéité d’une réaction.

Revoyons la réaction d’oxydoréduction: gagne 2e-   Zn(s) + Cu2+(aq) → Cu(s) + Zn2+(aq) perd 2e- Les atomes de zinc perdent des électrons alors ils subissent une oxydation. Les ions de cuivre gagnent des électrons alors ils subissent une réduction. Dans cette réaction, le zinc est l’agent réducteur car il donne des électrons tandis que le cuivre est l’agent oxydant car il accepte des électrons. Cette réaction est dite spontanée car elle s’est déroulée sans apport d’énergie ni facteur déclencheur

On peut consulter le tableau: Force relative des oxydants et des réducteurs (p.748) pour prédire qu’une réaction entre les atomes d’un élément et les ion d’un autre élément produira spontanément ou non une réaction redox. Un réducteur plus fort perd des électrons plus facilement qu’un réducteur plus faible, et qu’un oxydant plus fort capte des électrons plus facilement qu’un oxydant plus faible.

Questions: Lesquelles des réactions entre les éléments suivants se produiront spontanément? l’aluminium solide et le sulfate de cuivre(II) Le nitrate de calcium aqueux et le nickel solide. Le chrome solide et le nitrate d’argent aqueux. Le sulfate de baryum aqueux et l’étain solide. Le cuivre solide et le chlorure de magnésium

B. L’évolution historique des piles voltaïques (galvaniques) Luigi Galvani (1737-1798) était un physicien italien. En disséquant une grenouille, il a touché une épingle de cuivre avec son scalpel en acier et remarqua un contraction du genou de la grenouille. Il pensa que les tissus vivant était nécessaire pour causer l’interaction entre les deux métaux. (l’électricité animale)

Alessandro Volta (1745-1827) étudia les travaux de Galvani et il rechercha l’interaction entre deux métaux dissemblables. Il montra que l’énergie électrique résultait uniquement du contact entre les deux métaux dissemblables. Il inventa la pile voltaïque, la première pile électrique.

John Frederic Daniell (1790-1845) a élaboré une des premières applications pratiques de la piles galvanique. La pile de Daniell se compose d’une bande de zinc dans une solution de sulfate de zinc et d’une bande de cuivre dans une solution de sulfate de cuivre (II).

C. La pile galvanique Une pile galvanique est une pile qui utilise des réactions d’oxydoréduction pour transformer l’énergie chimique en énergie électrique.

Les composantes de la pile galvanique: La pile est composé de: Deux électrodes Solutions électrolytes Pont salin

Les électrodes: Une électrode est habituellement une tige, un fil ou une plaque conductrice d’électricité qui permet l’échange des charges électriques à la fois dans le circuit extérieur et dans la solution. L’électrode à l’origine des électrons (oxydation) se nomme anode et l’électrode qui reçoit les électrons (réduction) se nomme la cathode. **Un truc pour se rappeler quelle réaction a lieu à chaque électrode est d’utiliser le mot RED CAT (pour réduction à la cathode). Automatiquement lorsqu’on en connaît un, on en déduit que l’autre électrode est l’oxydation. Cu = CATHODE Zn = ANODE

Le pont salin Un pont salin contient une solution électrolytique comme du KCl ou du KNO3 qui n’intervient pas dans la réaction. Le choix de la nature du pont salin favorise l’utilisation d’ions spectateurs afin de ne pas créer des réactions secondaires indésirables. Les ions présents dans le pont salin servent en quelque sorte à remorquer les autres ions. Les ions négatifs, ou anions (dans ce cas les SO2−4), se dirigeront vers l’anode alors que les ions positifs, ou cations, se dirigeront vers la cathode (dans ce cas-ci les ions Cu2+ et Zn2+).

Le pont salin (continue): On bouche les extrémités du pont salin avec de la laine de verre pour empêcher la solution électrolytique de couler dans les vases à réaction. La laine de verre permet aux ions de se déplacer d’une solution à l’autre afin de conserver la neutralité électrique. Dans certaines piles, on utilise une membrane poreuse au lieu du pont salin. Cette membrane poreuse a pour rôle de séparer les deux solutions de la pile.

Le fonctionnement de la pile galvanique à l’échelle macroscopique: La pile électrochimique est composée de deux électrodes, chacune constituée d'une pièce de métal plongée dans une solution ionique. Les deux électrodes sont reliées par un fil alors que les deux solutions sont reliées par un pont salin, c'est-à-dire un tube rempli d'une solution d'ions spectateurs ne participant pas à la réaction. Ce sont les échanges de charges entre les deux électrode (courant électrique) et les ions dans la solution qui permettent à la pile électrochimique d'effectuer la conversion entre les deux formes d'énergie. (chimique à électrique)

Le fonctionnement de la pile à l’échelle moléculaire: Sur le côté de la cathode, il y aura une réduction. Les ions de Cu(II) acceptent les électrons et forment des atomes de cuivre, qui se déposent sur l’électrode de cuivre. Cu2+(aq) + 2e− → Cu(s) Les ions de Cu(II) sont enlevés de la solution, la rendant électriquement négative. Pour contrer cet effet, des ions K+ du pont salin vont se rendre à la cathode pour rétablir la neutralité électrique de la demie-pile.

Le fonctionnement de la pile à l’échelle moléculaire: (continue) Sur le côté de l’anode, il y a une oxydation. Le zinc va perdre des électrons et des ions de zinc produiront. Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e- Les ions de Zn sont ajoutés à la solution, la rendant électriquement positive. Pour contrer cet effet, des ions Cl- du pont salin vont se rendre à l’anode pour rétablir la neutralité électrique de la demie-pile.

Le fonctionnement de la pile à l’échelle moléculaire: (continue) Les électrons circulent de l’anode à la cathode dans une pile électrochimique. Les anions se déplacent vers l’anode et les cations, vers la cathode

ANIMATION: http://physiquecollege.free.fr/physique_chimie_college_lycee/lycee/terminale_TS/daniell.htm http://www.ostralo.net/3_animations/swf/pile.swf

Comment dessiner une pile galvanique à partir des demi-réactions Exemple: Dessine une pile galvanique d’après les demi-réactions ci-dessous: Al3+(aq) + 3 e- Al(s) Ni2+(aq) + 2 e- Ni(s) Étiquette l’anode et la cathode. Indique l’endroit où l’oxydation et la réduction se produisent. Indique le sens du déplacement d’électrons. Indique le sens du déplacement des ions. Écris l’équation ionique équilibrée de cette réaction.

ACTIVITÉ 1: Répondre aux questions Exercices #1-#10 à la page 641.

Notation de piles La notation de piles est une notation abrégée pour représenter des piles galvaniques. Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s) L’anode est toujours représentée à gauche et la cathode à la droite. Chaque ligne verticale simple, |, représente une limite de phase entre l’électrode et la solution de la demi-pile. La ligne verticale double, ||, représente la barrière poreuse ou le pont salin entre les demi-piles.

ACTIVITÉ 2: Faire le devoir: La notation d’une pile galvanique qui est retrouvé sur le Wiki. Ne pas répondre à la question #3.

D. Le potentiel standard d’une pile La réaction d’oxydoréduction à l’anode donne une charge négative à l’anode et la réaction de réduction qui se produit à la cathode donne une charge positive à la cathode. Le potentiel standard d’une pile: la différence de potentiel électrique entre les électrodes d’une pile lorsque les concentration de toutes les concentrations de sel sont de 1.0 mol/L dans des conditions standard de température et de pression.

Le calcul de potentiel standard d’une pile La formule ci-dessous te permet de calculer le potentiel standard de n’importe quelle pile pourvu quelle potentiel standard de réduction de l’oxydant et du réducteur soi indiqué dans un tableau: Les potentiels standard de réduction. E°pile = E°cathode – E°anode où E°pile = potentiel standard d’une pile E°cathode = potentiel standard de réduction de la demi-réaction de réduction E°anode = potentiel standard de réduction de la demi-réaction d’oxydation

Le potentiel standard de réduction Le potentiel standard de réduction est une mesure de la tendance d'une demi-pile standard d'attirer des électrons d'une autre substance et par conséquent de subir une réduction. Les scientifiques ont choisi la demi-pile standard d'hydrogène comme référence et lui ont accordé une valeur de 0,00 V. On mesure donc toutes les autres demi-piles par rapport à la demi-pile d'hydrogène. Les valeurs de potentiel standard d’un grand nombre de composé a été mesuré et compilé dans un tableau. Voir tableau de potentiel de réduction standard p. 748

Le calcule des potentiel de la pile sert à déterminer la spontanéité de la réaction: Si E°pile = positive » la réaction se produit spontanément, dans le sens indiqué Si E°pile = négative » la réaction ne se produit pas spontanément dans le sens indiqué » la réaction se produit dans le sens inverse

Exemple de problèmes: Calculer le potentiel standard d’une pile à partir d’une équation nette Calcule le potentiel standard de la pile galvanique dans laquelle se produit la réaction suivante: 2I-(aq) + Br2(l) → I2(s) + 2Br-(aq) et prédis si la réaction se produira spontanément telle qu’elle est écrite.

*Écris les demi-réaction d’oxydation et de réduction 2I-(aq) → I2(s) + 2 e- Br2(l) + 2 e- → 2Br-(aq) *Trouve les potentiels de réduction pertinents 2I-(aq) → I2(s) + 2 e- E°anode = +0,54 V Br2(l) + 2 e- → 2Br-(aq) E°cathode = +1,07 V *Calcule le potentiel de la pile au moyen de la formule: E°pile = E°cathode - E°anode = +1,07 V - +0,54 V = + 0,53 V

*Calcule le potentiel de la pile au moyen de la formule: E°pile = E°cathode - E°anode = +1,07 V - +0,54 V = + 0,53 V Le potentiel globale de la pile est positif (+0,53 V), donc la réaction est spontanée.

Exemple de problème: Calculer le potentiel standard d’une pile à partir d’une réaction chimique Calcule le potentiel standard de la pile galvanique dans laquelle se produit la réaction suivant: 2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g) et prédis si la réaction se produira spontanément.

Écris l’équation dans sa forme ionique pour identifier les demi-réactions: 2Na(s) + 2H2O(l) → 2Na+(aq) + 2OH-(aq) + H2(g) Écris les demi-réactions d’oxydation et de réduction: Na(s) → Na+(aq) + e- 2H2O(l) + 2 e- → 2OH-(aq) + H2(g) Trouve les potentiels de réduction pertinents: Na(s) → Na+(aq) + e- E°anode = - 2,71 V 2H2O(l) + 2 e- → 2OH-(aq) + H2(g) E°cathode = -0,83 V

Calcule le potentiel de la pile à l’aide de la formule: E°pile = E°cathode - E°anode = -0,83 V - (-2,71 V) = + 1,88 V Le potentiel globale de la pile est positif (+ 1,88 V), donc la réaction est spontanée dans le sens où elle est écrite.

ACTIVITÉ 3: Répondre aux questions #11 à #20 à la page 647.

E. Les piles électrolytiques Une pile électrolytique est une pile électrochimique qui utilise une source d’énergie électrique externe pour produire une réaction redox non spontanée. Le processus se déroulant dans la pile s’appelle électrolyse c’est-à-dire application d’énergie électrique pour produire une réaction redox non-spontanée. La réaction globale n’est pas spontanée: elle a besoin d’énergie pour se produire. La pile comprend des électrodes, au moins un électrolyte et un circuit extérieur (comme la pile galvanique) Nécessite une source d’électricité extérieure (tension extérieure) qui tire les électrons de l’anode et pousse des électrons sur la cathode. Peut contenir une barrière poreuse ou un pont salin

Avant de prédire les produits d’une électrolyse en solution, il faut comprendre l’électrolyse de l’eau L’électrolyse de l’eau