Courant électrique

Le mouvement de particules chargées.

Les métaux sont généralement d'excellents conducteurs de l'électricité parce que leurs électrons se déplacent facilement. Si l'énergie potentielle des électrons du métal s'accroît, ces électrons vont aller vers un endroit où leur énergie potentielle est plus basse. Ce mouvement d'électrons dans les métaux s'appelle conduction métallique.

Les substances qui produisent des ions en solution sont des électrolytes. Les ions de charge positive sont appelés cations et les ions de charge négative sont appelés anions. Les ions en solution se déplacent d'une zone de haute énergie vers une zone d'énergie plus faible, produisant ainsi un courant. Ce mouvement des ions en solution s'appelle conduction électrolytique.

Si les électrodes d'une pile sont placées dans une solution ionique, un courant se produira entre les électrodes de la même façon que le mouvement des électrons dans un métal produit un courant. Cela produit une réaction rédox à chaque électrode par un processus connu sous le nom d'électrolyse.

Le montage électrolytique utilisé pour l'électrolyse comporte trois parties essentielles:

Une source de courant continu pour procurer l'énergie nécessaire à la réaction.

Deux électrodes, la cathode et l'anode. La cathode procure la surface de contact entre les électrons de la source d'énergie et le réactif de la solution qui sera réduit. La cathode a une charge négative et attire les cations de l'électrolyte. L'anode procure la surface de contact où le réactif oxydé peut déposer les électrons qu'il perd. L'anode a une charge positive et attire les anions de l'électrolyte.

Un électrolyte. C'est la substance dans une phase dissoute ou liquide qui permet aux ions de se déplacer entre les électrodes, ce qui équilibre le flux des électrons dans le circuit externe.

Pour se rappeler quelle demi-réaction rédox se passe à quelle électrode:

Oxydation et anode commencent toutes deux par des voyelles.
Réduction et cathode commencent toutes deux par des consonnes.

Il en va de même pour les appareils électrolytiques et pour les cellules électrochimiques.

La charge de l'électrode n'est pas la même dans les appareils électrolytiques et dans les cellules électrochimiques:

Appareil électrolytique	Cellule électrochimique
anode positive cathode négative	anode négative cathode positive

Un générateur produit un courant électrique par induction électromagnétique. Un générateur ne produit pas d'électrons, il pompe les électrons de l'anode vers la cathode. Le rôle d'un générateur est d'élever l'énergie potentielle des électrons à la cathode et de réduire l'énergie potentielle des électrons à l'anode.

Certains termes utilisés en électricité:

Galvanomètre - un instrument pour détecter le courant électrique.
Voltmètre - un instrument pour mesurer la différence de potentiel entre deux demi-cellules dans une cellule voltaïque.
Ampère - l'unité SI pour mesurer le flux du courant = nombre d'e^- / s
Volt - une mesure de la différence de potentiel électrique entre deux électrodes.
Force électromotrice, fem - un autre terme pour volts.
Cations - ions positifs attirés à la cathode.
Anions -ions négatifs attirés à l'anode.
Électrolyse - processus par lequel un courant électrique produit un changement chimique.
Cellule voltaïque - instrument utilisé pour produire de l'énergie électrique à partir d'une réaction d'oxydo-réduction.
Pile-batterie - deux ou plusieurs cellules électrochimiques opérant comme une unité.
Circuit extérieur - un fil relié à une pile et procurant un chemin pour le flux d'électricité.
Circuit intérieur - l'électrolyte dans la pile par lequel les ions peuvent se déplacer.

Différence de potentiel électrique: la tendance relative de deux substances de prendre des électrons.

Lors de l'électrolyse, une réaction rédox n'a lieu que quand de l'énergie est procurée par une source extérieure. Une réaction rédox se passe spontanément dans les cellules électrochimiques à cause de la différence de potentiel électrique entre les deux électrodes.

Pour qu'une substance prenne des électrons, il faut qu'une autre substance en donne. C'est ce qui constitue les deux moitiés d'une cellule électrochimique. Une comparaison de l'attraction des électrons de ces demi-cellules donne les potentiels d'électrode. La somme des deux potentiels d'électrode donne le potentiel (voltage) de la cellule.

E_cellule = potentiel d'oxydation + potentiel de réduction

Comme les potentiels de réduction standards sont des potentiels de réduction, celui qui est le plus négatif doit voir son signe inversé pour obtenir son potentiel d'oxydation.

Un exemple: la cellule zinc-cuivre


e^-introduits. ions Cu²⁺en solution gagnent des e^- et sont réduits en Cu métal	e^- extraits. Zn métal perd des e^-, est oxydé et donne des ions Zn²⁺ dans la solution

Cette cellule produit 1,10 volt

Note: le pont salin est constitué d'un tube en U rempli d'une solution conductrice concentrée. Son rôle est de permettre le passage du courant dans la cellule en complétant le circuit électrique et d'assurer la neutralité électrique des solutions. Dans le pont salin, les cations (ions +) vont de l'anode à la cathode pour neutraliser les ions négatifs en surnombre à cause de la diminution d'ions Cu²⁺ tandis que les anions (ions -) vont de la cathode à l'anode pour neutraliser l'excès d'ions Zn²⁺ produits.
On bouche souvent les extrémités du tube par des bouchons poreux (ouate, par ex.). De plus, son rôle peut être tenu par une paroi poreuse entre les deux demi-piles.

Cette cellule fonctionne parce que les électrons de valence du zinc ont une plus grande émergie que les électrons de valence du cuivre. Cela fait que le zinc a une plus grande tendance à donner des électrons que le cuivre. Dans le circuit extérieur, les électrons vont toujours se déplacer de l'anode négative vers la cathode positive.

Le zinc est l'anode:

Un morceau de Zn métallique est immergé dans du ZnSO_{4 (aq)}

Les atomes du zinc métallique perdent des électrons et deviennent des ions de zinc en solution. La masse de l'électrode de Zn diminue.

La demi-réaction est représentée par: Zn Zn⁺² + 2e^-

C'est une demi-réaction d'oxydation.
L'oxydation se produit toujours à l'anode.

Façon rapide de représenter la réaction dans la demi-cellule:Zn|Zn⁺²

Le cuivre est la cathode:

Un morceau de cuivre métallique est immergé dans CuSO_{4 (aq)}

Les ions cuivre en solution gagnent des électrons pour ajouter des atomes de cuivre au cuivre métallique. La masse de l'électrode de cuivre augmente.

La demi-réaction est représentée par: Cu⁺² + 2e^- Cu

C'est une demi-réaction de réduction.
La réduction a toujours lieu à la cathode.

Façon rapide de représenter la réaction dans la demi-cellule: Cu⁺²|Cu

Cette cellule fonctionne parce que:

le cuivre métallique prend des électrons du zinc métallique.

ces électrons se déplacent de l'anode à la cathode par le circuit extérieur.

dès qu'il est produit, le Zn⁺² va dans la solution.

les ions SO₄^-2 de la solution se déplacent de la cathode vers l'anode au moyen du pont salin.

la cellule continue à fonctionner tant qu'il y a une différence d'énergie potentielle entre les demi-cellules.

Façon rapide de représenter la réaction dans la cellule zinc-cuivre: Zn|Zn⁺²||Cu⁺²|Cu

L'anode (réaction d'oxydation) est toujours à ta gauche.
La cathode (réaction de réduction) est toujours à ta droite.
Les deux lignes verticales entre les demi-cellules représentent le "pont salin".

Cette table de potentiels de réduction standards a été utilisée pour trouver les potentiels des demi-cellules et pour calculer le voltage de la cellule zinc-cuivre ci-dessus.

Les calculs ressemblent à ceci:

Zn⁺² + 2e^- ......... +0,76 Volt
Cu⁺² + 2e^-

Cu ........ +0,34 Volt
Total = +1,10 Volt

Ton niveau de compréhension de ce chapitre sera déterminant pour comprendre le concept de l'électrochimie. Étudie-le jusqu'à ce que tu le maîtrises et sois préparé à répondre, par exemple, aux questions suivantes:

Qu'est-ce qui cause la conduction métallique?
En quoi diffèrent les conductions métallique et électrolytique?
À quelle électrode a lieu la réduction durant l'électrolyse?
Quelle est la raison d'être d'un générateur?
Que mesure le voltage?
Les cations sont-ils positifs ou négatifs?
Pourquoi le potentiel d'énergie d'une demi-cellule ne peut-il être mesuré?
À quelle électrode a toujours lieu l'oxydation?
Qu'est-ce qui arrête les électrons de circuler dans une cellule?
Que représente une ligne verticale simple dans l'expression rapide d'une cellule voltaïque?
Que représente une double ligne verticale dans l'expression rapide d'une cellule voltaïque?
Comment détermine-t-on le voltage d'une cellule voltaîque?
Dans quel sens se déplacent les électrons dans le circuit extérieur d'une cellule?

La table des potentiels de réduction standards:
indique le voltage des demi-réactions de réduction.

Toutes les réactions de la table sont écrites sous forme de réductions. La substance à gauche de la flèche est l'agent oxydant, un accepteur d'électrons. La substance à droite de la flèche est l'agent réducteur, un donneur d'électrons.
- En d'autres mots, toutes les réactions de la table représentent des réactions à la cathode.
Pour obtenir la réaction à l'anode, renverse la direction de la réaction de la table. Cela donnera la réaction d'oxydation.
- Pour la réaction d'oxydation, le voltage a la même grandeur mais est de signe opposé.
Les électrons doivent de déplacer de l'agent réducteur vers l'agent oxydant, c'est-à-dire vers le potentiel le plus positif de la table.

Règle de base:

Quand on compare les réactions de deux demi-cellules, la plus faible sera à la cathode.

Table des potentiels de réduction standards (à 25^oC, 101kPa, 1M)
	Demi-réaction	volts
	Li⁺ + e^- Li	- 3,04
	Al⁺³ + 3e^- Al	- 1,68
	Zn⁺² + 2e^- Zn	- 0,76
	Fe⁺² + 2e^- Fe	- 0,44
	2H₂O + 2e^- H₂ + 2OH ^-	- 0,41
	Ni⁺² + 2e^- Ni	- 0,26
	Pb⁺² + 2e^- Pb	- 0,13
	2H⁺ + 2e^- H	0,00
	Cu⁺² + 2e^- Cu	0,34
	Cu⁺ + e^- Cu	0,52
	Fe⁺³ + e^- Fe⁺²	0,77
	Ag⁺ + e^- Ag	0,80
	O₂ + 4H⁺² + 4e^- 2H₂O	0,82
	Br₂ + 2e^- 2Br ^-	1,07
	Cl₂ + 2e^- 2Cl ^-	1,36
	Au⁺³ + 3e^- Au	1,52

La table des potentiels de réduction standards peut être utilisée pour:

1. prédire le sens des réactions chimiques;

Cette réaction se produira-t-elle comme indiqué plus bas?

Al⁺³ _(aq) + Ni _(cr) Ni⁺² _(aq) + Al _(cr)

Calcul du voltage total des deux demi-réactions:

Al⁺³

Al . . . . . -1,68V (réduction, comme dans la table)
Ni

Ni⁺² . . . . . +0,26V (oxydation, à l'inverse de la table)
Le total est de -1,42V

Pour qu'une réaction ait lieu, il faut un voltage positif. Cette réaction ne se passera pas spontanément.

2. déterminer le voltage maximum produit par une cellule électrochimique:

Quel est le voltage de cette cellule? Zn|ZN⁺²||Fe⁺²|Fe
Total du voltage des deux demi-réactions:

Zn⁺² + 2e^- . . . . . . 0,77V (oxydation, à l'inverse de la table)
Fe⁺² + 2e^-

Fe . . . . . . -0,44V (réduction, comme dans la table)
Le total est de 0,33V

prédire les produits d'une électrolyse:

Pour qu'un courant électrique passe dans une solution aqueuse de sel, une réaction chimique doit avoir lieu aux deux électrodes.

À chaque électrode, l'eau sera en compétition avec le sel. Cela signifie qu'il y a toujours deux possibilités pour le produit à chaque électrode.

Compare le voltage des deux possibilités à chaque électrode. Le voltage le moins négatif identifiera le produit.

Exemple de problème utilisant la table de réduction: Prédire les produits de l'électrolyse de 1M de CuCl_{2
(aq)}

Les deux réactions de réduction possibles à la cathode sont:
Cu⁺² + 2e^- Cu . . . . 0,34V
2H₂O + 2e^- H₂ + 2OH ^- . . . . - 0,41V
La valeur la moins négative requiert moins d'énergie et indiquera la réaction ayant lieu. Cu _(s) sera produit à la cathode.

Les deux réactions d'oxydation possibles à l'anode sont:
2Cl^- Cl₂ + 2e^- . . . . -1,36
2H₂O O₂ + 4H⁺ + 4e^- . . . . - 0,82
La moins négative, O_{2 (g)} aura lieu à l'anode.

Cu _(s) et O_{2
(g)} seront produits par l'électrolyse de 1M de CuCl_{2 (aq)}

Exercices:
Utilise la table des potentiels de réduction standards pour résoudre ces problèmes.

Certaines applications pratiques des cellules électrochimiques: VOIR ÉVOLUTION DES PILES

Pile sèche (acide):

C'est la source d'énergie d'une lampe de poche ordinaire. La plupart des piles de lampe de poche fournissent 1,5 volt. Le revêtement de la cellule est du zinc métallique agissant comme anode. Au centre de la cellule se trouve un bâton de graphite jouant le rôle de cathode. Le bâton de graphite est entouré d'une pâte de MnO₂ and NH₄Cl.

Les demi-réactions de cette cellule sont:
Anode - Zn _(s) Zn⁺² + 2e ^-
Cathode - 2NH₄⁺ _(aq) + 2MnO_{2
(s)} + 2e ^- Mn₂O_{3 (s)} + 2NH_{3 (aq)} + H₂O _(l)
Pile sèche (alcaline):
Le NH₄Cl de la pile "acide" est remplacé par du KOH et le zinc est sous forme poudreuse plutôt que sous forme d'un morceau de métal solide. La cathode de graphite est éliminée et il n'y a plus de corrosion du conteneur. La cellule alcaline est plus efficace et peut être miniaturisée pour répondre à des applications diverses.
Batterie au plomb (acide):
La batterie habituelle d'une voiture comporte six cellules de 2 volts reliées en série pour produire 12 volts. Chaque cellule utilise une plaque de plomb pour anode. La cathode consiste en PbO₂ formant une grille conductrice. Les électrodes sont immergées dans du H₂SO₄ dilué.
Les demi-réactions de chaque cellule sont:
Anode - Pb _(s) + SO₄ ^-2 _(aq) PbSO_{4 (s)} + 2e ^-
Cathode - PbO_{2 (s)} + SO₄ ^-2 _(aq) + 4H⁺ _(aq) + 2e ^- PbSO_{4 (s)} + 2H₂O _(l)
Pb _(s) et PbO_{2 (s)} sont convertis en PbSO_{4 (s)} quand la batterie est utilisée. Quand elle se recharge, la réaction générale procède en sens inverse, restaurant les réactifs. Cela permet l'usage prolongé de la batterie. La plupart des batteries de voitures ne durent que de trois à cinq ans à cause de réactions secondaires produisant des résidus qui interfèrent avec le fonctionnement de la batterie.
La charge de ce type de batteie peut être déterminé en mesurant la densité de l'électrolyte. L'acide sulfurique a une densité supérieure à celle de l'eau. Au fur et à mesure que la batterie fonctionne de l'acide sulfurique est consommé, abaissant la densité de l'électrolyte. Si la densité tombe au-dessous de 1,2 g/cm³, il y a lieu de recharger la batterie.
Cellule rechargeable au nickel-cadmium:
Les produits de la cellule au nickel-cadmium sont tous des solides qui adhèrent aux électrodes, ce qui rend les réactions facilement réversibles lors du rechargement.
Les demi-réactions de cette cellule sont:
Anode - Cd _(s) + 2OH^- _(aq) Cd(OH)_{2 (s)} + 2e ^-
Cathode - NiO_{2 (s)} + 2H₂O _(l) + 2e ^- Ni(OH)_{2 (s)} + 2OH^- _(aq)
Corrosion des métaux lors d'un processus électrochimique.
La corrosion signifie la détérioration des métaux. L'exemple le plus commun est la rouille du fer. En présence d'eau, une faible cellule électrochimique se forme entre le métal et certaines impuretés métalliques. Les atomes de fer sont oxydés en présence d'eau et d'oxygène et passent en solution sous forme d'ions.

Lois de Faraday:

La masse d'un élément produit à une électrode au cours de l'électrolyse varie directement en fonction de la quantité d'électricité qui passe dans la solution.
La quantité des divers éléments qui peuvent être déposés par la même quantité d'électricité dépend des masses équivalentes de ces éléments.

Le Coulomb: c'est la quantité d'électricité produite par un courant d'un ampère circulant pendant une seconde.

Coulombs = (ampères) x (secondes)

96 485 coulombs = 1 mole d'e^-

Exemple de problème utilisant les lois de Faraday:

Combien de grammes d'aluminium seront produits si 31500 coulombs d'électricité passent dans une solution de nitrate d'aluminium?

Écris une équation équilibrée de cette réaction.
Al⁺ + 3e^- Al

Convertis les coulombs en moles d'électrons, ensuite en moles d'aluminium et, enfin, en grammes d'aluminium.

Remarque que la relation molaire entre les électrons et le produit, l'aluminium dans ce cas, utilise les coefficients de l'équation équilibrée. C'est à cela que Faraday faisait référence quand il parlait de "masses équivalentes".

Exercices:

Que doit-il se produire pour qu'une batterie soit rechargée?
Écris l'équation chimique représentant la rouille du fer.
Si 10 ampères de courant circulent pendant 30 minutes dans une solution de nitrate de cuivre (II), combien de moles de cuivre métallique seront-ils produits?
Combien de secondes seront nécessaires pour déposer 2,5 grammes de fer sur un objet en utilisant 15,5A de courant passant dans une solution de nitrate de fer (III)?
Utilise les réactions aux électrodes données ci-dessus pour une batterie de voiture au plomb pour répondre à la question suivante:
Combien de grammes de PbO₂ seront-ils utilisés si un courant de 50A est fourni par la batterie pendant une heure?