17 : Électrochimie
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L'électrochimie traite des réactions chimiques qui produisent de l'électricité et des changements associés au passage du courant électrique à travers la matière. Les réactions impliquent un transfert d'électrons et sont donc des réactions d'oxydoréduction (ou redox). De nombreux métaux peuvent être purifiés ou galvanisés par des méthodes électrochimiques. Les appareils tels que les automobiles, les smartphones, les tablettes électroniques, les montres, les stimulateurs cardiaques et bien d'autres utilisent des piles pour leur alimentation. Les batteries utilisent des réactions chimiques qui produisent de l'électricité spontanément et qui peuvent être converties en travail utile. Tous les systèmes électrochimiques impliquent le transfert d'électrons dans un système de réaction. Dans de nombreux systèmes, les réactions se produisent dans une région appelée cellule, où le transfert d'électrons se produit au niveau des électrodes.
- 17.1 : Équilibrer les réactions d'oxydoréduction
- Un courant électrique consiste à déplacer une charge. La charge peut se présenter sous forme d'électrons ou d'ions. Le courant circule dans un chemin circulaire ininterrompu ou fermé appelé circuit. Le courant traverse un milieu conducteur en raison d'une différence de potentiel électrique entre deux points d'un circuit. Le potentiel électrique correspond aux unités d'énergie par charge. En unités SI, la charge est mesurée en coulombs (C), le courant en ampères et le potentiel électrique en volts.
- 17.2 : Cellules galvaniques
- Les cellules électrochimiques se composent généralement de deux demi-cellules. Les demi-cellules séparent la demi-réaction d'oxydation de la demi-réaction de réduction et permettent au courant de circuler à travers un fil externe. Une demi-cellule contient l'anode. L'oxydation se produit à l'anode. L'anode est connectée à la cathode de l'autre demi-cellule. La réduction se produit à la cathode. L'ajout d'un pont salin complète le circuit permettant au courant de circuler.
- 17.3 : Potentiels de réduction standard
- L'attribution du potentiel de l'électrode à hydrogène standard (SHE) à zéro volt permet de déterminer des potentiels de réduction standard, E°, pour les demi-réactions dans les cellules électrochimiques. Comme leur nom l'indique, les potentiels de réduction standard utilisent des états standard (1 bar ou 1 atm pour les gaz ; 1 M pour les solutés, souvent à 298,15 K) et sont écrits sous forme de réductions (où les électrons apparaissent sur le côté gauche de l'équation).
- 17.4 : L'équation de Nernst
- Le travail électrique est le résultat négatif du produit de la charge totale (Q) et du potentiel de la cellule (Ecell). La charge totale peut être calculée comme le nombre de moles d'électrons (n) multiplié par la constante de Faraday (F = 96 485 C/mol e−). Le travail électrique est le travail maximal que le système peut produire et est donc égal à la variation de l'énergie libre. Ainsi, tout ce qui peut être fait avec ou pour un changement d'énergie libre peut également être fait avec ou avec un potentiel cellulaire.
- 17.5 : Batteries et piles à combustible
- Les batteries sont des cellules galvaniques, ou une série de cellules, qui produisent un courant électrique. Lorsque des cellules sont combinées dans des batteries, le potentiel de la batterie est un multiple entier du potentiel d'une seule cellule. Il existe deux types de batteries de base : les batteries primaires et les batteries secondaires. Les batteries principales sont « à usage unique » et ne peuvent pas être rechargées. Les piles sèches et (la plupart) des piles alcalines sont des exemples de batteries primaires. Le second type est rechargeable et s'appelle batterie secondaire.
- 17.6 : Corrosion
- La corrosion est la dégradation d'un métal provoquée par un processus électrochimique. D'importantes sommes d'argent sont dépensées chaque année pour réparer les effets de la corrosion ou la prévenir. Certains métaux, tels que l'aluminium et le cuivre, forment une couche protectrice lorsqu'ils se corrodent dans l'air. La fine couche qui se forme à la surface du métal empêche l'oxygène d'entrer en contact avec un plus grand nombre d'atomes métalliques et « protège » ainsi le métal restant d'une corrosion ultérieure. Le fer se corrode (forme de la rouille) lorsqu'il est exposé à l'eau
- 17.7 : Électrolyse
- L'utilisation de l'électricité pour forcer un processus non spontané à se produire est l'électrolyse. Les cellules électrolytiques sont des cellules électrochimiques avec des potentiels cellulaires négatifs (c'est-à-dire une énergie libre de Gibbs positive) et ne sont donc pas spontanées. L'électrolyse peut se produire dans les cellules électrolytiques en introduisant une alimentation électrique qui fournit l'énergie nécessaire pour forcer les électrons à circuler dans la direction non spontanée. L'électrolyse se fait dans des solutions qui contiennent suffisamment d'ions pour que le courant puisse circuler.
- 17.E : Électrochimie (exercices)
- Ce sont des exercices de devoirs pour accompagner le Textmap créé pour « Chemistry » par OpenStax. Des banques de questions complémentaires sur la chimie générale peuvent être trouvées pour d'autres Textmaps et peuvent être consultées ici. Outre ces questions accessibles au public, l'accès à la banque de problèmes privés à utiliser pour les examens et les devoirs est réservé aux professeurs sur une base individuelle ; veuillez contacter Delmar Larsen pour obtenir un compte avec autorisation d'accès.