Exemple de questions de discussion en électrochimie
L'électrochimie est une branche de la chimie qui étudie la relation entre les réactions chimiques et les variations d'énergie électrique. Elle repose sur deux concepts principaux : l'oxydation (libération d'électrons) et la réduction (gain d'électrons). Ces processus s'observent dans deux types de piles électrochimiques : les piles voltaïques (ou galvaniques) et les cellules électrolytiques. Vous trouverez ci-dessous quelques exemples de problèmes et leurs explications pour vous aider à comprendre l'électrochimie.
Exemple de question 1 : Pile voltaïque
Question:
Considérons une pile voltaïque composée d'électrodes de zinc (Zn) et de cuivre (Cu) reliées par un pont salin. L'électrode de zinc est plongée dans une solution de ZnSO₄ 1 M et l'électrode de cuivre dans une solution de CuSO₄ 1 M. Décrivez les réactions qui se produisent à chaque électrode et calculez la différence de potentiel (force électromotrice, FEM) de la pile. Données standard du potentiel d'électrode :
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}} = +0.34 \, \text{V} \]
Discussion:
La première étape consiste à déterminer la réaction d'oxydoréduction qui se produit. Dans une pile voltaïque, une réaction d'oxydoréduction spontanée se produit lorsque
– Le zinc (Zn) subit une oxydation :
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Le cuivre (Cu) subit une réduction :
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
La réaction d'oxydoréduction totale dans une pile voltaïque est :
\[ \text{Zn (s)} + \text{Cu}^{2+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + \text{Cu (s)} \]
Ensuite, nous allons calculer la différence de potentiel de la cellule :
\[ E_{\text{cellule}} = E^o_{\text{cathode}} – E^o_{\text{anode}} \]
Dimana :
– La cathode est l'électrode où se produit la réduction (Cu).
– L’anode est l’électrode où se produit l’oxydation (Zn).
Pour que,
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E_{\text{sel}} = 0.34 \, \text{V} + 0.76 \, \text{V} = 1.10 \, \text{V} \]
Conclusion:
– La réaction qui se produit à l'anode (Zn) :
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– La réaction qui se produit à la cathode (Cu) :
\[ \text{Cu}^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow \text{Cu (s)} \]
– Différence de potentiel de la cellule (FEM) : 1.10 V
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Exemple de question 2 : Cellule électrolytique
Question:
Lors de l'électrolyse d'une solution de NaCl, indiquez les réactions qui se produisent à la cathode et à l'anode si une électrode inerte, telle que le platine (Pt), est utilisée. Calculez la charge totale nécessaire pour produire 1 gramme de Cl₂. (ΔH° = 35.5 g)
Discussion:
La première étape consiste à noter les réactions qui se produisent à chaque électrode dans la solution saline de NaCl.
– À la cathode (réduction) :
Au cours de ce processus, les ions H+ provenant de l'eau seront réduits :
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– À l’anode (oxydation) :
L'ion Cl- subira une oxydation pour devenir du gaz Cl2 :
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
Réaction totale :
La réaction totale qui se produit lors de l'électrolyse d'une solution de NaCl est donc :
\[ 2NaCl(aq) + 2H_2O(l) \rightarrow 2NaOH(aq) + H_2(g) + Cl_2(g) \]
Pour calculer la charge nécessaire pour produire 1 gramme de Cl2, nous devons déterminer le nombre de moles de Cl2 :
\[ \text{Masse de Cl}_2 = 1 \text{ gramme} \]
\[ \text{Ar Cl}_2 = 2 \times 35.5 = 71 \text{ gramme/mol} \]
\[ \text{Nombre de moles de Cl}_2 = \frac{1}{71} \text{ mol} \]
D'après l'équation de réaction à l'anode, 1 mol de Cl2 est produite à partir de 2 mol d'électrons :
\[ 2Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2e^- \]
Autrement dit, 1 mole de Cl2 nécessite 2 moles d'électrons.
Nombre de moles d'électrons :
\[ \text{Nombre de moles d'électrons} = 2 \times \frac{1}{71} = \frac{2}{71} \text{ mol} \]
La charge requise peut être calculée à l'aide de la valeur de Faraday (F = 96485 C/mol e^-) :
\[ Q = n \times F \]
\[ Q = \left(\frac{2}{71} \text{ mol}\right) \times 96485 \text{ C/mol} \]
\[ Q = 2718 \text{ C} \]
Conclusion:
– Réaction à la cathode :
\[ 2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq) \]
– Réaction à l'anode :
\[ 2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^- \]
– La charge totale requise pour produire 1 gramme de Cl2 est de 2718 C.
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Exemple 3 : Relation de Nernst et conditions non standard
Question:
Calculer le potentiel d'une pile voltaïque constituée d'électrodes Ag/Ag+ (concentration en ions argent : 0.1 M) et d'électrodes Zn/Zn2+ (concentration : 0.01 M). Le potentiel standard d'électrode est :
\[ E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} = +0.80 \, \text{V} \]
\[ E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} = -0.76 \, \text{V} \]
Discussion:
La première étape consiste à noter les réactions qui se produisent :
– Oxydation à l'anode (Zn) :
\[ \text{Zn (s)} \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2e^- \]
– Réduction à la cathode (Ag) :
\[ \text{Ag}^{+} (aq) + e^- \rightarrow \text{Ag (s)} \]
Réaction totale :
\[ \text{Zn (s)} + 2\text{Ag}^{+} (aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+} (aq) + 2\text{Ag (s)} \]
D'après l'équation de Nernst :
\[ E_{\text{Cellule}} = E^o_{\text{Cellule}} – \left( \frac{0.0592}{n} \right) \log \left( \frac{[\text{produit}]}{[\text{réactif}]} \right) \]
Dimana :
\[ n = 2 \]
Tout d'abord, calculez E^o_{\text{Sel}} :
\[ E^o_{\text{Sel}} = E^o_{\text{Ag}^{+}/\text{Ag}} – E^o_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} \]
\[ E^o_{\text{Sel}} = 0.80 \, \text{V} – (-0.76 \, \text{V}) \]
\[ E^o_{\text{Cellule}} = 1.56 \, \text{V} \]
Ensuite, calculez le potentiel réel de la cellule à la concentration donnée :
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{[\text{Zn}^{2+}]}{[\text{Ag}^{+}]^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – \left( \frac{0.0592}{2} \right) \log \left( \frac{0.01}{(0.1)^2} \right) \]
\[ E_{\text{Sel}} = 1.56 \, \text{V} – 0.0296 \log \left( \frac{0.01}{0.01} \right) \]
\[ E_{\text{Cellule}} = 1.56 \, \text{V} \]
Conclusion:
Les réactions qui se produisent à l'anode et à la cathode restent inchangées.
– Le potentiel de la cellule pour une concentration donnée est de 1.56 V
Cet article explique comment résoudre différents types de problèmes d'électrochimie, notamment ceux liés aux piles voltaïques, aux cellules électrolytiques et aux calculs utilisant l'équation de Nernst. Une compréhension approfondie des principes des réactions d'oxydoréduction et la capacité d'exploiter les données électrochimiques sont indispensables à la résolution de ces problèmes.
