17.2 : Cellules galvaniques

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Objectifs d'apprentissage

Utiliser la notation cellulaire pour décrire les cellules galvaniques
Décrire les composants de base des cellules galvaniques

Les cellules galvaniques, également appelées cellules voltaïques, sont des cellules électrochimiques dans lesquelles des réactions d'oxydoréduction spontanées produisent de l'énergie électrique. Lors de la rédaction des équations, il est souvent pratique de séparer les réactions d'oxydoréduction en demi-réactions afin de faciliter l'équilibre de l'équation globale et de mettre l'accent sur les transformations chimiques réelles.

Réfléchissez à ce qui se passe lorsqu'un morceau de cuivre propre est placé dans une solution de nitrate d'argent (Figure\(\PageIndex{1}\)). Dès que le cuivre est ajouté, du métal argenté commence à se former et des ions de cuivre passent dans la solution. La couleur bleue de la solution à l'extrême droite indique la présence d'ions cuivre. La réaction peut être divisée en deux demi-réactions. Les demi-réactions séparent l'oxydation de la réduction, de sorte que chacune peut être considérée individuellement.

\ [\ begin {align}
& \ textrm {oxydation :} \ ce {Cu} (s) ⟶ \ ce {Cu^2+} (aq) + \ ce {2e-} \ \
& \ underline {\ textrm {réduction :} 2× (\ ce {Ag+} (aq) + \ ce {e-} ⟶ \ ce {Ag} (s)) \ hspace {40px} {ce ou} \ hspace {40px} \ ce {2Ag+} (aq) + \ ce {2e-} ⟶ \ ce {2Ag} (s)} \ \
& \ textrm {globalement :} \ ce {2Ag+} (aq) + \ ce {Cu} (s) ⟶ \ ce {2Ag} (s) + \ ce {Cu^2+} (aq)
\ end {align} \ nonnumber \]

L'équation de la demi-réaction de réduction a dû être doublée afin que le nombre d'électrons « gagnés » lors de la demi-réaction de réduction soit égal au nombre d'électrons « perdus » lors de la demi-réaction d'oxydation.

alt — Figure\(\PageIndex{1}\) : Lorsqu'un morceau de cuivre métallique propre est placé dans une solution claire de nitrate d'argent (a), une réaction d'oxydoréduction se produit qui entraîne l'échange de Cu ² ⁺ contre des ions Ag ⁺ en solution. Au fur et à mesure que la réaction se poursuit (b), la solution devient bleue (c) à cause des ions cuivre présents, et de l'argent métallique se dépose sur la bande de cuivre lorsque les ions d'argent sont retirés de la solution. (crédit : modification de l'œuvre de Mark Ott)

Les cellules galvaniques ou voltaïques impliquent des réactions électrochimiques spontanées dans lesquelles les demi-réactions sont séparées (Figure\(\PageIndex{2}\)) afin que le courant puisse circuler à travers un fil externe. Le bécher sur le côté gauche de la figure est appelé demi-cellule et contient une solution à 1 M de nitrate de cuivre (II) [Cu (NO ₃) ₂] avec un morceau de cuivre métallique partiellement immergé dans la solution. Le cuivre est une électrode. Le cuivre est en cours d'oxydation ; par conséquent, l'électrode de cuivre est l'anode. L'anode est connectée à un voltmètre par un fil et l'autre borne du voltmètre est connectée à une électrode en argent par un fil. L'argent est en cours de réduction ; par conséquent, l'électrode en argent est la cathode. La demi-cellule sur le côté droit de la figure est constituée de l'électrode d'argent dans une solution à 1 M de nitrate d'argent (AgNO ₃). À ce stade, aucun courant ne circule, c'est-à-dire qu'aucun mouvement significatif d'électrons à travers le fil ne se produit parce que le circuit est ouvert. Le circuit est fermé à l'aide d'un pont salin, qui transmet le courant avec des ions en mouvement. Le pont salin est constitué d'une solution électrolytique concentrée et non réactive telle que la solution de nitrate de sodium (NaNO ₃) utilisée dans cet exemple. Lorsque les électrons circulent de gauche à droite à travers l'électrode et le fil, les ions nitrates (anions) traversent le bouchon poreux situé à gauche pour se retrouver dans la solution de nitrate de cuivre (II). Cela permet de maintenir le bécher sur la gauche électriquement neutre en neutralisant la charge sur les ions cuivre (II) qui sont produits dans la solution lorsque le cuivre est oxydé. Dans le même temps, les ions nitrate se déplacent vers la gauche, les ions sodium (cations) se déplacent vers la droite, à travers le bouchon poreux et dans la solution de nitrate d'argent sur la droite. Ces cations ajoutés « remplacent » les ions d'argent qui sont retirés de la solution lorsqu'ils ont été réduits en métal argenté, maintenant le bécher sur la droite électriquement neutre. Sans le pont salin, les compartiments ne resteraient pas électriquement neutres et aucun courant significatif ne circulerait. Toutefois, si les deux compartiments sont en contact direct, un pont salin n'est pas nécessaire. Dès que le circuit est terminé, le voltmètre indique +0,46 V, c'est ce que l'on appelle le potentiel de la cellule. Le potentiel cellulaire est créé lorsque deux métaux différents sont connectés et constitue une mesure de l'énergie par unité de charge disponible lors de la réaction d'oxydoréduction. Le volt est l'unité SI dérivée pour le potentiel électrique

\[\mathrm{volt=\mathit{V}=\dfrac{J}{C}} \nonumber \]

Dans cette équation, A est le courant en ampères et C la charge en coulombs. Notez que les volts doivent être multipliés par la charge en coulombs (C) pour obtenir l'énergie en joules (J).

alt — Figure\(\PageIndex{2}\) : Dans cette cellule galvanique standard, les demi-cellules sont séparées ; les électrons peuvent traverser un fil externe et devenir disponibles pour effectuer des travaux électriques.

Lorsque la cellule électrochimique est construite de cette manière, un potentiel positif indique une réaction spontanée et que les électrons circulent de la gauche vers la droite. Il se passe beaucoup de choses dans la figure\(\PageIndex{2}\), il est donc utile de résumer les choses pour ce système :

Les électrons circulent de l'anode à la cathode : de gauche à droite dans la cellule galvanique standard de la figure.
L'électrode de la demi-cellule gauche est l'anode car l'oxydation s'y produit. Le nom fait référence au flux d'anions qui s'écoulent vers le pont salin.
L'électrode de la demi-cellule droite est la cathode, car la réduction se produit ici. Le nom fait référence au flux de cations qui s'écoulent vers le pont salin.
L'oxydation se produit à l'anode (la demi-cellule gauche sur la figure).
La réduction se produit à la cathode (la demi-cellule droite sur la figure).
Le potentiel de la cellule, +0,46 V, dans ce cas, résulte des différences inhérentes à la nature des matériaux utilisés pour fabriquer les deux demi-cellules.
Le pont salin doit être présent pour fermer (compléter) le circuit et une oxydation et une réduction doivent se produire pour que le courant circule.

Il existe de nombreuses cellules galvaniques possibles, c'est pourquoi une notation abrégée est généralement utilisée pour les décrire. La notation cellulaire (parfois appelée diagramme cellulaire) fournit des informations sur les différentes espèces impliquées dans la réaction. Cette notation fonctionne également pour d'autres types de cellules. Une ligne verticale, │, indique une limite de phase et une ligne double, «, le pont salin ». Les informations concernant l'anode sont écrites à gauche, suivies de la solution anodique, puis du pont salin (s'il est présent), puis de la solution cathodique et, enfin, des informations sur la cathode à droite. La notation de cellule pour la cellule galvanique de la figure\(\PageIndex{2}\) est alors

\[\ce{Cu}(s)│\ce{Cu^2+}(aq,\: 1\:M)║\ce{Ag+}(aq,\: 1\:M)│\ce{Ag}(s) \nonumber \]

Notez que les ions spectateurs ne sont pas inclus et que la forme la plus simple de chaque demi-réaction a été utilisée. Lorsqu'elles sont connues, les concentrations initiales des différents ions sont généralement incluses.

L'une des cellules les plus simples est la cellule de Daniell. Il est possible de construire cette batterie en plaçant une électrode de cuivre au fond d'un bocal et en recouvrant le métal d'une solution de sulfate de cuivre. Une solution de sulfate de zinc flotte au-dessus de la solution de sulfate de cuivre, puis une électrode de zinc est placée dans la solution de sulfate de zinc. La connexion de l'électrode de cuivre à l'électrode de zinc permet à un courant électrique de circuler. Il s'agit d'un exemple de cellule sans pont salin, et des ions peuvent traverser l'interface entre les deux solutions.

Certaines réactions d'oxydoréduction impliquent des espèces qui sont de mauvais conducteurs d'électricité, c'est pourquoi on utilise une électrode qui ne participe pas aux réactions. Souvent, l'électrode est en platine, en or ou en graphite, qui sont tous inertes face à de nombreuses réactions chimiques. L'un de ces systèmes est illustré sur la figure\(\PageIndex{3}\). Le magnésium subit une oxydation à l'anode de gauche sur la figure et les ions hydrogène subissent une réduction à la cathode de droite. La réaction peut être résumée comme suit :

\ [\ begin {align}
& \ textrm {oxydation :} \ ce {Mg} (s) ⟶ \ ce {Mg^2+} (aq) + \ ce {2e-} \ \
& \ textrm {réduction :} \ ce {2H+} (aq) + \ ce {2e-} ⟶ \ ce {H2} (g) \ \
& \ overline {\ textrm {global} : \ ce {Mg} (s) + \ ce {2H+} (aq) ⟶ \ ce {Mg^2+} (aq) + \ ce {H2} (g)}
\ end {align} \ nonnumber \]

La cellule utilisait un fil de platine inerte pour la cathode, donc la notation de la cellule est

\[\ce{Mg}(s)│\ce{Mg^2+}(aq)║\ce{H+}(aq)│\ce{H2}(g)│\ce{Pt}(s) \nonumber \]

L'électrode de magnésium est une électrode active car elle participe à la réaction d'oxydoréduction. Les électrodes inertes, comme l'électrode en platine de la figure\(\PageIndex{3}\), ne participent pas à la réaction d'oxydoréduction et sont présentes de telle sorte que le courant peut traverser la cellule. Le platine ou l'or constituent généralement de bonnes électrodes inertes car elles ne réagissent pas chimiquement.

alt — Figure\(\PageIndex{2}\): L'oxydation du magnésium en ions magnésium se produit dans le bécher du côté gauche de cet appareil ; la réduction des ions hydrogène en hydrogène se produit dans le bécher de droite. Un fil de platine inerte ou non réactif permet aux électrons du bécher gauche de se déplacer vers le bécher droit. La réaction globale est :\(\ce{Mg + 2H+ ⟶ Mg^2+ + H2}\), *qui est représentée en notation cellulaire comme suit :*\(\ce{Mg}(s)│\ce{Mg^2+}(aq)║\ce{H+}(aq)│\ce{H2}(g)│\ce{Pt}(s)\).

Exemple\(\PageIndex{1}\): Using Cell Notation

Prenons l'exemple d'une cellule galvanique composée de

\[\ce{2Cr}(s)+\ce{3Cu^2+}(aq)⟶\ce{2Cr^3+}(aq)+\ce{3Cu}(s) \nonumber \]

Écrivez les demi-réactions d'oxydation et de réduction et écrivez la réaction en utilisant la notation cellulaire. Quelle réaction se produit à l'anode ? La cathode ?

Solution

Par inspection, le Cr est oxydé lorsque trois électrons sont perdus pour former du Cr ³ ⁺, et le Cu ² ⁺ est réduit lorsqu'il gagne deux électrons pour former du Cu. Équilibrer la charge donne

\ [\ begin {align}
& \ textrm {oxydation :} \ ce {2Cr} (s) ⟶ \ ce {2Cr^3+} (aq) + \ ce {6e-} \ \
& \ textrm {réduction :} \ ce {3Cu^2+} (aq) + \ ce {6e-} ⟶ \ ce {3Cu} (s) \ \
& \ overline {\ textrm {globalement :} \ ce {2Cr} (s) + \ ce {3Cu^2+} (aq) ⟶ \ ce {2Cr^3+} (aq) + \ ce {3Cu} (s)}
\ end {align} \ aucun numéro [\]

La notation cellulaire utilise la forme la plus simple de chacune des équations et commence par la réaction à l'anode. Aucune concentration n'a été spécifiée donc :

\[\ce{Cr}(s)│\ce{Cr^3+}(aq)║\ce{Cu^2+}(aq)│\ce{Cu}(s). \nonumber \]

L'oxydation se produit à l'anode et la réduction à la cathode.

Exemple\(\PageIndex{2}\): Using Cell Notation

Prenons l'exemple d'une cellule galvanique composée de

\[\ce{5Fe^2+}(aq)+\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)⟶\ce{5Fe^3+}(aq)+\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l) \nonumber \]

Écrivez les demi-réactions d'oxydation et de réduction et écrivez la réaction en utilisant la notation cellulaire. Quelle réaction se produit à l'anode ? La cathode ?

Solution

Par inspection, le Fe ² ⁺ subit une oxydation lorsqu'un électron est perdu pour former du Fe ³ ⁺, et le MnO ₄ ⁻ est réduit lorsqu'il gagne cinq électrons pour former du Mn ² ⁺. Équilibrer la charge donne

\ [\ begin {align}
& \ textrm {oxydation :} 5 (\ ce {Fe^2+} (aq) ⟶ \ ce {Fe^3+} (aq) + \ ce {e-}) \ \
& \ underline {\ textrm {réduction :} \ ce {MnO4-} (aq) + \ ce {8H+} (aq) + \ ce {5e-} ⟶ \ ce {MnO4-} (aq) + \ ce {5e-} ⟶ \ ce {MnO4-} (aq) + \ ce {5e-} ^2+} (aq) + \ ce {4H2O} (l)} \ \
& \ textrm {globalement :} \ ce {5Fe^2+} (aq) + \ ce {MnO4-} (aq) + \ ce {8H+} (aq) ⟶ \ ce {5Fe^3+} (aq) ⟶ \ ce {5Fe^3+} (aq) ) + \ ce {Mn^2+} (aq) + \ ce {4H2O} (l)
\ end {align} \ nonnumber \]

La notation cellulaire utilise la forme la plus simple de chacune des équations et commence par la réaction à l'anode. Il est nécessaire d'utiliser une électrode inerte, telle que le platine, car aucun métal n'est présent pour conduire les électrons de l'anode à la cathode. Aucune concentration n'a été spécifiée donc :

\[\ce{Pt}(s)│\ce{Fe^2+}(aq),\: \ce{Fe^3+}(aq)║\ce{MnO4-}(aq),\: \ce{H+}(aq),\: \ce{Mn^2+}(aq)│\ce{Pt}(s). \nonumber \]

L'oxydation se produit à l'anode et la réduction à la cathode.

Exercice\(\PageIndex{1}\)

Utilisez la notation cellulaire pour décrire la cellule galvanique dans laquelle les ions cuivre (II) sont réduits en cuivre métallique et le zinc métallique est oxydé en ions zinc.

Réponse

À partir des informations fournies dans le problème :

\ [\ begin {align}
& \ textrm {anode (oxydation) :} \ ce {Zn} (s) ⟶ \ ce {Zn^2+} (aq) + \ ce {2e-} \ \
& \ textrm {cathode (réduction) :} \ ce {Cu^2+} (aq) + \ ce {2e-} ⟶ \ ce {Cu} (s) \ \
& \ overline {\ textrate m {globalement :} \ ce {Zn} (s) + \ ce {Cu^2+} (aq) ⟶ \ ce {Zn^2+} (aq) + \ ce {Cu} (s)}
\ end {align} \ nonnumber \]

Utilisation de la notation cellulaire :

\[\ce{Zn}(s)│\ce{Zn^2+}(aq)║\ce{Cu^2+}(aq)│\ce{Cu}(s) \nonumber. \nonumber \]

Résumé

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, normalement représentée sur le côté gauche d'une figure, contient l'anode. L'oxydation se produit à l'anode. L'anode est connectée à la cathode de l'autre demi-cellule, souvent représentée sur le côté droit sur une figure. La réduction se produit à la cathode. L'ajout d'un pont salin complète le circuit permettant au courant de circuler. Les anions du pont salin s'écoulent vers l'anode et les cations du pont salin s'écoulent vers la cathode. Le mouvement de ces ions complète le circuit et maintient chaque demi-cellule électriquement neutre. Les cellules électrochimiques peuvent être décrites à l'aide de la notation cellulaire. Dans cette notation, les informations concernant la réaction à l'anode apparaissent à gauche et les informations concernant la réaction à la cathode à droite. Le pont de sel est représenté par une double ligne, « ». Les phases solides, liquides ou aqueuses d'une demi-cellule sont séparées par une seule ligne, │. La phase et la concentration des différentes espèces sont incluses après le nom de l'espèce. Les électrodes qui participent à la réaction d'oxydoréduction sont appelées électrodes actives. Les électrodes qui ne participent pas à la réaction d'oxydoréduction mais qui sont là pour permettre au courant de circuler sont des électrodes inertes. Les électrodes inertes sont souvent fabriquées à partir de platine ou d'or, qui restent inchangés par de nombreuses réactions chimiques.

Lexique

électrode active: électrode qui participe à la réaction d'oxydoréduction d'une cellule électrochimique ; la masse d'une électrode active change au cours de la réaction d'oxydoréduction

anode: électrode dans une cellule électrochimique au niveau de laquelle se produit l'oxydation ; les informations concernant l'anode sont enregistrées sur le côté gauche du pont salin en notation cellulaire

cathode: électrode dans une cellule électrochimique au niveau de laquelle se produit la réduction ; les informations concernant la cathode sont enregistrées sur le côté droit du pont salin en notation cellulaire

notation cellulaire: méthode abrégée pour représenter les réactions dans une cellule électrochimique

potentiel cellulaire: différence de potentiel électrique qui se produit lorsque des métaux différents sont connectés ; force motrice du flux de charge (courant) dans les réactions d'oxydoréduction

cellule galvanique: cellule électrochimique impliquant une réaction d'oxydoréduction spontanée ; cellules électrochimiques à potentiel cellulaire positif ; également appelée cellule voltaïque

électrode inerte: électrode qui permet au courant de circuler, mais qui ne participe pas autrement à la réaction d'oxydoréduction dans une cellule électrochimique ; la masse d'une électrode inerte ne change pas pendant la réaction d'oxydoréduction ; les électrodes inertes sont souvent en platine ou en or car ces métaux sont chimiquement non réactif.

cellule voltaïque: un autre nom pour une cellule galvanique