Cellules galvaniques et électrolytiques

Anode et cathode dans les cellules galvaniques et électrolytiques

Avant d'aborder la question de l'électrodéposition de l'or sur le métal, nous devons d'abord parler de l'anode et de la cathode dans les cellules galvaniques et électrolytiques. Mais d'abord, nous devons discuter de ce qu'est une cellule électrochimique.

Attends un peu, qu'est-ce que la spontanéité vient faire là-dedans ? Eh bien, rappelle-toi qu'une réaction spontanée se produit d'elle-même et est thermodynamiquement favorisée. À l'inverse, une réaction non spontanée ne se produira jamais d'elle-même et est thermodynamiquement interdite.

Nous savons donc qu'une réaction d' oxydoréduction se produit dans un appareil. Rappelle-toi qu'une réaction d'oxydoréduction peut être divisée en deux demi-réactions, la réaction de réductionet la réaction d'oxydation. Une cellule électrochimique reflète une réaction d'oxydoréduction parce qu'il y a deux demi-cellules, l'une contenant une réaction d'oxydation et l'autre une réaction de réduction.

Dans une cellule galvanique, une réaction spontanée convertit l'énergie chimique en énergie électrique. Rappelle qu'une réaction spontanée se produit sans aucune aide extérieure. L'anode contient une réaction d'oxydation, tandis que la cathode contient une réaction de réduction. Les électrons circuleront toujours de la cellule à potentiel plus élevé vers la cellule à potentiel plus bas (c'est-à-dire qu'une grande quantité d'électrons circulera vers un endroit où il y a peu d'électrons). Par conséquent, lors de la mise en place d'une cellule galvanique, il te suffit de comprendre les potentiels de réduction standard des demi-réactions.

Il faut comprendre que les électrons, et l'énergie en général, se déplacent d'un endroit à forte densité vers un endroit à faible densité. Le contraire violerait la deuxième loi de la thermodynamique. Bien que cela ne puisse jamais se produire spontanément, cela ne veut pas dire que c'est impossible. En appliquant une tension, ou essentiellement en utilisant l'électricité, on peut forcer ce phénomène à se produire.

Avec suffisamment d'énergie, n'importe quelle réaction dans l'univers peut être forcée à se produire. C'est ce qui se passe dans une cellule électrolytique. Prends la réaction spontanée d'une cellule galvanique (voltaïque) et inverse-la. Cela ne peut se produire qu'en appliquant une quantité d'énergie unique à la réaction d'oxydoréduction.

En résumé :

• Les électrons se déplacent vers les zones où il y a moins d'électrons
• Les réactions non spontanées fonctionnent grâce à l'électricité.

Diagrammes des cellules galvaniques et électrolytiques

Pour approfondir l'étude des cellules galvaniques et électrolytiques, nous devons examiner un diagramme de cellule. Dans une réaction spontanée, les électrons circulent de l'anode chargée négativement vers la cathode chargée positivement.

Fig. 1 - Cellule galvanique et cellule électrolytique - Les électrons se déplacent toujours de l'anode vers la cathode. Dans chaque cellule, les espèces anodiques et cathodiques changent.

À gauche, il est clair qu'une réaction spontanée se produit. Les électrons se déplacent de l'électrode négative vers l'électrode positive. L'énergie générée par la réaction d'oxydoréduction alimente l'ampoule. L'énergie chimique est donc convertie en énergie électrique.

Maintenant, si nous examinons la cellule électrolytique, nous pouvons voir que les électrons circulent toujours de l'anode à la cathode, mais il y a maintenant deux différences majeures. Il n'y a plus d'ampoule et, surtout, l'anode est maintenant positive et la cathode négative.

Essayons d'illustrer ce concept à l'aide d'un exemple. Imaginons que nous installions une cellule galvanique avec une anode en zinc et une cathode en cuivre. La réaction d'oxydoréduction ressemblerait à ceci :

\begin{align}&E ^ {\circ} _ {cell} = E ^ {\circ} _ {cathode} - E ^ {\circ} _ {anode} \\&E ^ {\circ} _ {cell} = E ^ {\circ} _ { Cu ^{2+} / Cu } - E ^ {\circ} _ { Zn ^{2+} / Zn } \\&E ^ {\circ} _ {cell} = 0.34 ~ V - ( -0.76 ~ V ) \\&E ^ {\circ} _ {cell} = + 1.10 ~ V\end{align}

Le cuivre (cathode) est réduit et le zinc (anode) est oxydé. Le zinc donne donc des électrons au cuivre.

\begin{align}&E ^ {\circ} _ {cell} = E ^ {\circ} _ {Réduction} - E ^ {\circ} _ {Oxydation} \\N-&E ^ {\circ} _ {cellule} = E ^ {\circ} _ {cathode} - E ^ {\circ} _ {anode} \\N-&E ^ {\circ} _ {cell} = E ^ {\circ} _ { Cu ^{2+} / Cu } - E ^ {\circ} _ { Zn ^{2+} / Zn } \\\N-\Nend{align}

Disons que nous laissons cette cellule réagir pendant un certain temps. À l'origine, nous avions deux bandes de métal de zinc et de cuivre de taille égale. Après avoir réagi pendant un certain temps, la bande de zinc est légèrement plus petite et la bande de cuivre est légèrement plus grande. Leurs masses ont changé à cause de la réaction d'oxydoréduction. Mais que se passe-t-il si nous voulons inverser le processus, c'est-à-dire oxyder le cuivre et réduire le zinc ? La réaction ressemblerait à ceci :

\begin{align}&E ^ {\circ} _ {cell} = E ^ {\circ} _ {réduction} - E ^ {\circ} _ {Oxydation} \\N-&E ^ {\circ} _ {cellule} = E ^ {\circ} _ {cathode} - E ^ {\circ} _ {anode} \\N-&E ^ {\circ} _ {cell} = E ^ {\circ} _ { Zn ^{2+} / Zn } - E ^ {\circ} _ { Cu ^{2+} / Cu } \\N-\Nend{align}

La réduction se produira toujours à la cathode, et l'oxydation se produira toujours à l'anode. Cependant, les espèces anodiques et cathodiques ont changé. Le zinc est maintenant notre cathode et recevra des électrons. Pour forcer cette réaction, une certaine forme d'énergie est nécessaire. Mais quelle quantité ?

\begin{align}&E ^ {\circ} _ {cellule} = E ^ {\circ} _ {cathode} - E ^ {\circ} _ {anode} \\N-&E ^ {\circ} _ {cell} = E ^ {\circ} _ { Zn ^{2+} / Zn } - E ^ {\circ} _ { Cu ^{2+} / Cu } \\N-&E ^ {\circ} _ {cell} = -0.76 ~ V - ( 0.34 ~ V ) \N-&E ^ {\circ} _ {cell} = - 1,10 ~ V\Nend{align}

Puisque la réaction spontanée génère +1,10 V d'énergie, il faut au moins autant d'énergie pour entraîner la réaction inverse. En utilisant l'électricité, nous pouvons forcer n'importe quelle réaction à se produire, y compris le dépôt d'atomes d'or sur une surface métallique.

Conception de la cellule

Nous avons appris qu'une cellule galvanique abrite une réaction spontanée et que les électrons circulent spontanément de l'anode négative à la cathode positive. Cependant, si nous mettons en place une cellule électrochimique basée sur le schéma précédent, ce flux s'arrêtera presque instantanément. Les électrons se déplacent extrêmement vite, de sorte qu'un déséquilibre de charge serait atteint presque immédiatement, et il n'y aurait plus de flux^.2

Dans ce schéma, il y a un pont salin entre chaque demi-cellule. Le pont salin est un tube rempli d'un électrolyte fort, avec des membranes semi-perméables aux deux extrémités. Cela permet aux ions d'entrer et de sortir du tube. Décomposons un peu les choses.

Dans la cellule anodique, le métal Zn est oxydé en ^Zn2+ + ^2e-. Les deux électrons circulent dans le fil et dans l'électrode de cuivre. Les ions ^Zn2+ chargés positivement restent dans la cellule et se combinent avec la solution de _ZnSO4. Cela génère un excès de charge positive dans la solution de zinc.

Dans la cellule de cuivre, les électrons circulent dans l'électrode. ^Cu2+ passe de la solution à l'électrode de cuivre pour se combiner avec le ^2e-. Il reste alors du sulfate, ^SO42-, dans la solution, ce qui crée une solution chargée négativement.

Au fur et à mesure que la réaction se déroule, il y a un déséquilibre de charge immédiat, ce qui arrête le flux d'électrons. Cependant, avec un pont au milieu qui contient des ions, le déséquilibre peut être inversé. Les ions peuvent s'écouler dans l'une ou l'autre des solutions électrolytiques pour aider à rétablir l'équilibre. Sans le pont de sel qui relie les deux cellules, la réaction ne pourrait pas se produire pendant une période prolongée. Chaque pièce de la cellule galvanique est essentielle pour compléter le puzzle.

Dans une cellule électrolytique, le pont salin n'est pas nécessaire. Les électrodes peuvent même être maintenues dans le même électrolyte. Comme l'électricité est utilisée pour alimenter la réaction, les conditions de la cellule nécessaires à la réaction sont moins strictes. Une cellule électrolytique peut prendre de nombreuses formes, mais l'élément le plus important est l'énergie. Sans énergie suffisante, la réaction non spontanée ne se produira pas, et il ne se passera rien.

Dans une cellule galvanique, un voltmètre mesure la quantité de courant qui circule dans le fil. Cependant, dans une cellule électrolytique, il n'y a pas de voltmètre, mais une source d'énergie. Il peut s'agir d'énergie électrique, d'énergie solaire comme dans le cas des panneaux solaires, ou de toute autre source d'énergie.

Exemple de cellule galvanique et de cellule électrolytique

Voyons maintenant un exemple de cellule galvanique et de cellule électrolytique. Penses-tu à des exemples de cellules galvaniques dans la vie de tous les jours ? Un processus que tu utilises pour fournir de l'énergie utilisable. Si tu as pensé à une batterie, tu as tout à fait raison !

Les piles utilisent des réactions chimiques spontanées pour fournir de l'énergie. Il existe des piles de toutes les formes et de toutes les tailles, mais ce sont toutes des mini-piles galvaniques. Si tu penses à une petite pile, comme une AA ou une AAA, elle ne fonctionne pas à moins d'être branchée sur un appareil. Essentiellement, lorsqu'elle touche deux plaques métalliques, elle permet au circuit de se compléter, ce qui permet à la réaction spontanée d'oxydoréduction de se produire à l'intérieur de la pile.

Que penses-tu d'un exemple de cellule électrolytique ? Eh bien, dans le même ordre d'idée, on pourrait dire une pile rechargeable. Il s'agit d'une réaction d'oxydoréduction qui est inversée par l'application d'une certaine tension électrique.

L'un des exemples les plus courants d'électrolyse est la division de l'eau en ses composants moléculaires.

$$ 2 H_2O \rightleftharpoons 2 H_2 + O_2 \qquad E^{\circ} = -1.23~V $$

Il faut 1,23 V d'énergie pour diviser l'eau en oxygène et en hydrogène gazeux. Lorsque > 1,23 V est appliqué à une cellule électrolytique contenant de l'eau, du gaz s'échappe de la solution. Ce gaz est soit de l'_H2, soit de l'_O2, selon l'endroit d'où il jaillit. La division de l'eau est une réaction d'oxydoréduction car l'hydrogène est réduit et l'oxygène est oxydé. Comme l'hydrogène est réduit, il bouillonne à la cathode. Inversement, comme l'oxygène est oxydé, il bouillonne à l'anode.

D'accord, c'est très bien, mais pourquoi cette réaction nous intéresse-t-elle ? Qui s'intéresse à la division de l'eau ?

Eh bien, il y a quelques raisons, certaines bénéfiques, d'autres non. Pour commencer par les points négatifs, cette réaction signifie que les cellules électrolytiques fonctionnant à l'eau ont des limites. Si une réaction d'oxydoréduction nécessite plus de 1,23 V d'énergie pour fonctionner, la réaction ne peut pas être effectuée dans une solution contenant de l'eau. Si c'est le cas, l'eau sera divisée et la réaction d'oxydoréduction préférée ne se produira probablement pas. Par conséquent, pour que les cellules électrolytiques fonctionnent correctement, nous devons choisir soigneusement nos électrolytes.

L'autre raison, plus passionnante, pour laquelle nous nous intéressons à cette réaction, c'est que l'eau peut être divisée pour produire de l'hydrogène .

Similitudes et différences entre les piles galvaniques et électrolytiques

Nous espérons avoir maintenant établi les aspects théoriques et opérationnels de la cellule électrochimique. Il peut être utile maintenant d'examiner les similitudes et les différences entre les cellules galvaniques et les cellules électrolytiques. Essayons de résumer cela dans un tableau pour t'aider à le visualiser.

Les cellules galvaniques et électrolytiques sont très similaires, elles se déplacent simplement dans des directions opposées. C'est pourquoi une batterie rechargeable est si efficace. Il s'agit d'une réaction d'oxydoréduction que l'on laisse aller dans une direction, puis que l'on force à aller dans l'autre direction.

Maintenant que nous avons discuté de la façon de mettre en place et de faire fonctionner les cellules électrochimiques, imagine que tu sois envoyé dans le passé, à l'époque de l'alchimie et des charlatans se faisant passer pour des mystiques. Puisque tu sais comment fonctionnent les cellules électrochimiques, il ne reste plus qu'à savoir pour qui tu vas créer de l'or.