Pile électrochimique

Cellule électrochimique : le générateur

Les cellules électrochimiques sont les principaux sites où se déroulent les réactions électrochimiques. De quoi s'agit-il exactement ?

Les cellules électrochimiques fournissent les moyens de contrôler les réactions d'oxydoréduction. Elles peuvent être divisées en cellules voltaïques et électrolytiques.

Oxydoréduction

Le concept principal des cellules électrochimiques est qu'elles permettent de diviser une réaction d'oxydoréduction, afin de la contrôler. Dans les réactions d'oxydoréduction, les processus d'oxydation et de réduction se produisent simultanément. Cela signifie que la division de ces deux processus peut être utilisée pour des besoins chimiques spécifiques. En divisant la réaction, tu peux contrôler le flux d'électrons entre les demi-réactions d'oxydation et de réduction.

C'est quoi une pile électrochimique ?

Les cellules électrochimiques sont des circuits complets, ce qui signifie que même si elles démontent la réaction d'oxydoréduction donnée, elles sont connectées en deux points : le circuit externe et le pont salin. Le circuit externe permettra le transfert des électrons, tandis que le pont salin facilitera la mobilité des anions de la réaction. De cette façon, la réaction forme un circuit et peut se dérouler.

Fig.1- Cellule électrochimique

Nous allons aborder ci-dessous la définition de chaque cellule électrochimique.

Quels sont les types de cellules électrochimiques ?

Nous allons aborder ici les trois types de cellules électrochimiques générales : voltaïque, électrolytique et saline. Plus important encore, nous verrons en quoi elles diffèrent l'une de l'autre et comment elles ont été développées à des fins différentes et pour des besoins chimiques différents.

La pile voltaïque

Une pile voltaïque est une pile électrochimique qui facilite une réaction spontanée.

Ce type de réaction entraîne une libération d'énergie. En créant une pile voltaïque, tu peux contrôler l'énergie à l'aide d'un voltmètre, car les électrons circulent dans le circuit externe et créent de l'électricité.

Les cellules voltaïques comportent deux demi-piles, chacune facilitant une seule demi-réaction, qu'il s'agisse d'oxydation ou de réduction. Tu en verras un schéma dans la section suivante. Les deux demi-piles sont reliées par un pont salin qui favorise la mobilité des anions à travers les solutions, complétant ainsi le circuit. Ceci est opposé à la façon dont les cellules électrolytiques sont composées.

La pile électrolytique

Les piles électrolytiques n'ont généralement pas de demi-piles, mais sont plutôt réalisées dans un seul compartiment de réaction, comme un seul bécher. En effet, la réaction que nous essayons de réaliser n'est pas spontanée et le mélange des réactifs n'entraînera pas de réaction.

Dans le cas de l'électrolyse, la réaction que tu essaies de réaliser est non spontanée, ce qui signifie que tu dois injecter de l'énergie dans le système pour que la réaction ait lieu. L'application d'un courant à la réaction par le biais d'électrodes provoquera une oxydation à une électrode et une réduction à l'autre électrode. Le courant, qui est un flux d'électrons, fournit de l'énergie et fait pencher l'équilibre de la réaction d'un côté.

Pile saline : pile Leclanché

Les piles salines sont également appelées piles Leclanché, en hommage à leur inventeur, l'ingénieur français Georges Leclanché.

Une pile saline est constituée d'une anode en zinc amalgamé et d'une cathode en graphite inerte.

Fig2- Schéma de principe d'une pile saline.

L'électrolyte de la pile est une solution congelée de chlorure d'ammonium \( NH_4Cl \) , un sel, d'où le nom de pile saline.

Du carbone en poudre est dispersé dans l'électrolyte pour le rendre plus conducteur. L'oxydant \( MnO_2 \) , du dioxyde de manganèse en poudre, est aussi dispersé dans la solution gelée.

À l'anode, il y a oxydation du zinc selon la demi-équation :

$$Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-$$

Les électrons libérés par l'anode circulent dans le circuit externe jusqu'à la cathode où ils produisent la réduction du dioxyde de manganèse, selon la demi-équation:

$$MNO_2 +H^++e^- \rightarrow MNO(OH)$$

L'équation-bilan de la réaction qui a lieu dans la pile lorsqu'elle est débitée est la suivante:

$$Zn + 2MnO_2 +2H^+ \rightarrow 2MnO(OH) + Zn^{2+}$$

Pile Daniel

La pile Daniel a été inventée par le physicien et chimiste anglais John Frederic Daniel. Elle est constituée par l'association des deux couples rédox \( Zn^{2+}/Zn \) et \( Cu^{2+}/Cu \) .

La pile Daniel a la constitution suivante :

• La cathode est une lame de cuivre plongeant dans une solution saturée de sulfate de cuivre (II) ;
• L’anode est une lame de zinc, plongeant dans une solution saturée de sulfate de zinc ;
• Les deux électrodes sont séparées par un vase poreux .

Quelles sont les similitudes et les différences entre les cellules électrochimiques et électrolytiques ?

Avec un peu de chance, nous avons 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 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 qui est autorisée à se déplacer dans une direction, puis forcée à se déplacer dans l'autre direction.

Fonctionnement d'une pile

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.

Décortiquons un peu tout ça.

Dans la cellule anodique, le métal \( Zn \) est oxydé en \(Zn^{2+} \) . Les deux électrons circulent dans le fil et dans l'électrode de cuivre. Les ions \( Zn^{2+ } \) chargés positivement restent dans la cellule et se combinent avec la solution de \( ZnSO_4 \) . Cela génère un excès de charge positive dans la solution de zinc.

Dans la cellule en cuivre, les électrons circulent dans l'électrode. \( Cu^{2+} \) s'écoule de la solution vers l'électrode de cuivre pour se combiner avec le \( 2e- \) . Cela laisse du sulfate, \( SO_4^{2-} \) , en 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 salin qui relie les deux cellules, la réaction ne pourrait pas se produire pendant une période de temps prolongée. Chaque pièce de la cellule galvanique est essentielle pour compléter le puzzle.

Fig.3- Fonctionnement d'une pile.

Le couple oxydant réducteur

Ci-dessus, tu peux voir le diagramme d'une pile électrochimique décrivant la réaction du zinc avec le sulfate de cuivre. Ici, le zinc est oxydé, car il perd des électrons, tandis que le cuivre est réduit, car il gagne des électrons.

Sous le schéma, tu remarqueras les demi-réactions pour chaque demi-pile. Elles t'indiquent quelle réaction se produit à chaque électrode. Les électrodes sont étiquetées au-dessus pour indiquer laquelle est l'anode et laquelle est la cathode. En outre, sous le schéma, tu trouveras la notation de la cellule pour la réaction.

Dans la section suivante, nous allons aborder les différentes caractéristiques des piles électrochimiques.

Quelles sont les caractéristiques des cellules électrochimiques ?

Les cellules électrochimiques sont composées de nombreux éléments différents, comme le montre le schéma ci-dessus. Nous allons aborder ici les principaux composants des cellules électrochimiques. Ces composants sont souvent les mêmes dans les cellules voltaïques et électrolytiques.

Électrode

Il y a deux électrodes dans chaque réaction électrochimique. Chaque électrode a pour fonction de réaliser une demi-réaction spécifique. Il s'agit de l'oxydation ou de la réduction.

Les électrodes peuvent être fabriquées à partir d'un métal qui participe à la réaction, ou elles peuvent être inertes. Les électrodes inertes ne participent pas chimiquement à la réaction, car elles sont constituées de graphite ou de platine.

Pont salin

Dans une cellule électrochimique, qu'elle soit voltaïque ou électrolytique, il est nécessaire de disposer d'un circuit externe où le courant peut être transporté. Le flux d'électrons généré lors de la réaction sera transféré par ce circuit.

D'autre part, le flux d'anions sera facilité par le pont salin. Il s'agit généralement d'un équipement externe poreux qui peut supporter le flux des anions mais pas celui des cations. En outre, il peut s'agir d'un tube externe ou d'une fine membrane séparant différentes parties d'un même bécher.

Accessoires supplémentaires

Parmi les autres composants essentiels des piles électrochimiques, citons le compartiment de stockage de la réaction, qui peut être un seul bécher, comme dans les réactions d'électrolyse, ou deux béchers, qui servent de demi-piles pour la réaction d'oxydoréduction.

En outre, un autre composant qui traite le flux d'électrons est nécessaire. Cet équipement de régulation de l'électricité peut prendre la forme d'un voltmètre, pour les cellules voltaïques, ou d'une batterie (ou autre source d'énergie) pour les cellules électrolytiques. Ces composants surveillent et modulent directement le flux d'électrons dans la pile électrochimique.

C'est quoi une énergie électrique ?

Nous allons aborder ici les principales applications des cellules électrochimiques, qui concernent le calcul du potentiel standard de la cellule et d'autres valeurs thermodynamiques des réactions électrochimiques.

Qu'est-ce que le potentiel standard de la cellule ?

Il y a donc deux façons de trouver le potentiel électrochimique standard d'une réaction :

1. Effectue la réaction et lis le voltmètre ;
2. Calculer le potentiel standard de la cellule à partir des potentiels standards des électrodes.

Ici, nous allons nous concentrer sur la façon de calculer le potentiel de cellule standard en combinant deux potentiels d'électrode standard.

Tu peux voir ci-dessus les différentes valeurs de tension correspondant aux différents potentiels d'électrode.

Pour calculer le potentiel standard d'électrode d'une cellule électrochimique, utilise la formule suivante :

$$ E^o_{pile} = E^o_{réd} - E^o_{ox}$$

Autres facteurs thermodynamiques

Le potentiel standard de la cellule est lié à d'autres aspects thermodynamiques, tels que l'énergie libre de Gibbs, la constante d'équilibre et l'entropie.

Énergie libre de Gibbs

Jette un coup d'œil à l'équation suivante :

$$ \Delta G = - nFE_{cell}$$

Cette équation associe les paramètres de l'énergie libre de Gibbs au potentiel cellulaire. Grâce à cette équation, tu peux calculer l'énergie libre de Gibbs simplement en connaissant le potentiel cellulaire d'une réaction, ou l'inverse.

Cela est dû au fait que les autres composants de l'équation sont des constantes : "n" est le nombre d'électrons impliqués dans la réaction, tandis que "F" est la constante de Faraday \( (= 96,485 C/mol) \) .

Constante d'équilibre

Nous pouvons utiliser la constante d'équilibre pour surveiller la réaction d'oxydoréduction.

Regarde l'équation suivante :

$$ \Delta G^o = -RT \space lnk$$

Ainsi :

$$ -nFE^o_{pile} = - RT \space lnk$$

Donc :

$$ E^o_{pile} = \frac {RT \space lnk}{nF}$$

Grâce à cette équation, tu peux trouver la constante d'équilibre en connaissant le potentiel cellulaire standard ou l'inverse. Cela est dû au fait que les autres valeurs de la formule sont des constantes :

• "T" étant la température en K ;
• et "R" étant la constante des gaz \( (= 8,314 joule .kelvin^{-1} mole^{-1}) \) .

Prévision du sens d'oxydoréduction : Réducteur

La prédiction du sens d'oxydoréduction, ou en d'autres termes le sens de circulation des électrons, dépend des électrodes et des réactions qu'elles facilitent.

Nous savons donc que dans une réaction d'oxydoréduction, l'oxydation et la réduction se produisent simultanément. Les électrodes séparent ces deux processus.

La réduction se produit à la cathode, tandis que l'oxydation se produit à l'anode. Une fois que tu as déterminé quelle électrode est la cathode et quelle électrode est l'anode, il devrait être facile de prédire la direction du flux d'électrons.

Les électrons circuleront de l'anode vers la cathode.