Électrochimie | Chimie générale 3

Unités SI utilisées en électrochimie:

• Joule: J
• Coulomb: C
• Volt: V (1 V = 1 J.C^-1)
• Ampère: A (1 A = 1 C.s^-1)

Énergie électrique U (en J):

Charge électrique Z (en C):

Les réactions chimiques peuvent se produire suite au passage d'un courant électrique à travers une solution

Réactions d'oxydoréduction : les électrons sont transférés d'une substance à une autre
⇒ les réactions d'oxydoréduction peuvent être utilisées pour produire un courant électrique

Cellule électrochimique :

Mise en place dans laquelle un courant électrique est obtenu à partir d'une réaction chimique
Elle se compose de 2 électrodes en solution, d'un pont salin et d'un circuit externe

Électrode : solide sur la surface duquel se produisent les réactions d'oxydoréduction
Cathode : électrode où se produit la réduction
Anode : électrode où se produit l'oxydation
Pont salin : fournit un chemin de courant ionique entre les 2 solutions avec des électrodes afin de maintenir l'équilibre des charges dans la cellule
 

Cellule électrochimique zinc-cuivre:

La réaction chimique spontanée est : Zn (s) + Cu²⁺ (aq) → Zn²⁺ (aq) + Cu (s)
Zn (s) et Cu (s) sont les 2 électrodes
Zn (s) → Zn²⁺ (aq) + 2 e^-    [oxydation]   ⇒   Zn (s) est l'anode
Cu²⁺ (aq) + 2 e^- → Cu (s)   [réduction]  ⇒   Cu (s) est la cathode

Un diagramme de cellule est une représentation d'une cellule électrochimique.

Cellule électrochimique zinc-cuivre :

La réaction chimique spontanée est : Zn (s) + Cu²⁺ (aq) → Zn²⁺ (aq) + Cu (s)
Le diagramme de la cellule est Zn (s) | ZnSO₄ (aq) || CuSO₄ (aq) | Cu (s)

Par convention :

• Les électrodes métalliques sont écrites aux extrémités du diagramme
• L'électrode de gauche : réaction d'oxydation ⇒ anode
• L'électrode de droite : réaction de réduction ⇒ cathode
• Barres verticales simples : limites des phases en contact
• Barres verticales doubles : pont salin

Changement d'énergie Gibbs de la réaction ΔGrxn (en J.mol^-1):
 

Relation entre la constante d'équilibre et la tension de cellule standard :
 

À T = 25°C : ln K =  $\frac{{\mathrm{\nu }}_{\mathrm{e}}}{0.02570}$ E⁰_cell 

Équation de Nernst :

Relation entre la force électromotrice de la cellule et le quotient de réaction ⇒ les cellules électrochimiques peuvent être utilisées pour déterminer la concentration des ions :
 

À T = 25°C : E_cell = E⁰_cell  –  $\frac{0.02570}{{\mathrm{\nu }}_{\mathrm{e}}}$  ln Q

Relationship between E⁰_cell, E⁰_red and E⁰_ox:
 

Pour une demi-réaction spécifique : E⁰_ox = - E⁰_red
 

Cu²⁺ + 2 e^- → Cu     [E⁰ = + 0.34 V]
Cu → Cu²⁺ + 2 e^-     [E⁰ = - 0.34 V]

Il n'est pas possible de mesurer directement la tension d'une seule électrode, mais elle peut être déterminée en mesurant la différence de tension entre une électrode de référence standard et l'électrode souhaitée 
⇒ en électrochimie, on utilise l'Électrode Standard à l'Hydrogène (ESH) : un métal non réactif dans une solution d'HCl 1,0M à travers laquelle du gaz hydrogène est injecté à une pression de 1,0 bar

Par convention, la tension de l'ESH est E⁰ = 0 V ⇒ l'ESH est l'électrode de référence principale
2 H⁺ (aq) + 2 e^- → H₂ (g)     [E⁰_red = 0 V]

Électrolyse: processus par lequel une réaction chimique se produit par le passage d'un courant électrique à travers la solution. Il est décrit quantitativement par les lois de Faraday
 

Première loi de Faraday:

la masse des éléments déposés sur une électrode est directement proportionnelle à la charge
⇒ m α Q

Deuxième loi de Faraday:

la masse des éléments déposés / libérés sur une électrode est directement proportionnelle à la masse molaire des éléments divisée par le changement de magnitude de l'état d'oxydation de la substance
⇒  m α $\frac{\mathrm{M}}{{\mathrm{\nu }}_{\mathrm{e}}}$

Loi de l'électrolyse de Faraday: