Electrochimie

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3. Électrochimie - introduction
Réf.: Atkins, 3è éd., Chapitre 9
• Electrochimie = électrons + système chimique
• Étude du transfert d’électrons d’une espèce chimique à une autre
(le transfert d’électrons peut être accompagné par le transfert d’atomes)
Processus impliquant le transfert électronique:
• Combustion:
CH4 (g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (l)
∆H˚= -890 kJ/mol (énergie libérée)
• Respiration cellulaire:
bilan C6H12O6 + 6O2 (g) → 6CO2 (g) + 6H2O (l)
glucose
Le processus est compliqué !
• Photosynthèse:
6CO2+ 12NADPH2 + 6H2O C6H12O6 + 12NADP
ATP ADP + Pi
Réaction dans le noir (cycle Calvin)
• Corrosion:
Fe (s) → Fe2+ (aq) + 2e- E˚= 0.44 V
2H+ (aq) + 1/2O2 (g) + 2e- → H2O E˚= 1.23 V
-----------------------------------------
Fe + 2H+ + 1/2O2 → Fe2+ + H2O E˚= 1.67 V
Fe
O2
O2
goutte d'eau acide
Fe2+
H+
e-

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Électrochimie – applications
• Chimie analytique:
quantification des espèces: ex. analyse de trace de métaux par polarographie
• Biocapteurs:
analyse du taux de sucre dans le sang- capteur ampérométrique
• Stockage d’énergie: ex. batteries et accumulateurs
• Métallurgie: raffinage de métaux
• Électrodéposition de couches minces
• Électrosynthèse:
Fe2+
Fe3+
FAD
FADH2
C6H12O6
C6H10O6
glucose
glucose
oxydase
électrode
Le courant d'oxydation de Fe2+ indique
la concentration de glucose dans le sang.
NH
+
CH3SO3-
+
CH2Br
CO2CH3
CO2CH3
OCH3
N
O
OCH3
H3CO
+ 2e-

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3.1 SOLUTIONS ÉLECTROLYTIQUES
Procédé électrochimique- principe général
(électrode) (électrolyte)
L’application d’un potentiel (énergie électrique) engendre une
réaction chimique dans laquelle des électrons sont gagnés ou
perdus par des ions près de la surface des électrodes.
Anode (+) = oxydation
Cathode (-) = réduction
3.2 L’électrolyse et les lois de Faraday
• Électrolyse = une réaction chimique résultant d’une différence
de potentiel appliquée aux électrodes
• Ex.: électrodéposition (plaquage Ag ou Au)
électrodissolution (des electrodes)
formation de gaz
• Cathode: H+(aq) + e- → 1/2 H2(g) E°= 0 V
Anode: Cl-(aq) → 1/2 Cl2(g) + e- E°= -1.36 V
Bilan: H+ + Cl- → 1/2 H2 + 1/2 Cl2 E = -1.36 V
∴ Potentiel appliqué > 1.36 V pour qu’il y ait une réaction
et la circulation d’un courant électrique
+-
batterie
anode cathode
-
-
-
+
+
+
électrolyte
conducteur
électronique conducteur ionique
e-
+ -
anode cathode
HCl
e-H+
H2
e-
Cl-
Cl2
e-

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Michael Faraday (1834) a établi la relation entre la quantité d’espèces chimiques
formées à l’électrode (produit obtenu) et la quantité de charge (ou d’électrons) passée
durant une électrolyse.
Courant, I, mesuré = nb. d'électrons transférés par seconde
= équivalent à une vitesse de réaction
• L’unité de courant est l’Ampère (A)
• L’unité de charge est le Coulomb (C)
Charge = courant • temps
Coulomb = Ampère • secondes
C = A • s
1ère loi de Faraday:
• Pour un Faraday (F) de charges, 1 mole de produit est obtenu
• F = 6.022 x 1023 électrons/mol x 1.602 x 10-19 C/e-
∴ 1 F = 96 485 C/mol
2è loi de Faraday:
• Cette loi relie la masse de produit formée à une électrode avec la charge passée
où m = masse de produit formée à l’électrode
M = masse moléculaire molaire
Q = I • t
n = nb. d’électrons par mole de produit formé
F = 96 485 C/mol
Q=It
F=NAe
m=MQ
nF =MIt nF

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• Loi d’Ohm: Unité du potentiel électrique, V, est le Volt (V)
Volt = courant • résistance
• Unité d’énergie électrique, E, est le Joule (J)
1 J = V • C = J/C • C ∴ 1 V = 1 J/C
= V • Q = V • It = IR • It ∴ E = I 2R t
• Unité de la puissance électrique, P, est le Watt (W)
W = V • A
1 J = V • C = V • A • s = W s
Ex. 1 KW • h = (1000 VA) (3600 s) = 3.6 x 106 J
3.3 Processus ioniques
• L’électrolyte (une solution de molécules
chargées) est le conducteur ionique.
• Les ions sont les porteurs d’électrons dans la
cellule électrochimique.
• Étude des interactions et du déplacement de
molécules chargées en solution et le transport de
courant par ces ions
V=IR
Exemple: Un courant de 0.10 A passe à travers une solution de CuSO4(aq) pendant
10 min. Calculer le nombre de grammes de Cu déposé à la cathode.
Solution:Problème résolu dans le cours
+-
batterie
anode cathode
électrolyte
Fe 3+
Fe 3+
Fe 3+
Cl -Cl -
Cl -
Cl -
e-
Fe 3+
Cl -
Cl -Fe 3+
électrodique
Fe 3+
Cl -
Fe 3+ Fe 2+
ionique