Chapitres 13 et 14 Concepts clés… À savoir…

Chimie 30 – Révision – Module B - Électrochimie
Chapitres 13 et 14
Concepts clés… À savoir…
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Demi-réaction (p. 561)
Réduction [GER-AO] (p. 562)
Oxydation [LEO-AR] (p. 562)
RÉDOX [RED→OX] (p. 562)
Écrire des demi-réactions dans des solutions acides (p. 567)
Écrire des demi-réactions dans des solutions basiques (p. 567)
Agents oxydants [GER-AO] (p. 569)
Agents réducteurs [LEO-AR] (p. 569)
Création d’un tableau rédox (p. 569–570) et (p. 572–573)
Règle de spontanéité (p. 572)
Prédire des réactions RÉDOX (p. 575–576)
Dismutation (p. 577)
Nombres d’oxydation (p. 583)
Déterminer les nombres d’oxydation (p. 583–585)
Réduction et oxydation en utilisant les nombres d’oxydation (p. 588)
Équilibrer des équations d’oxydoréduction à l’aide des nombres d’oxydation (p. 589–593)
Titrage RÉDOX (p. 596)
Stœchiométrie RÉDOX (p. 596)
Piles voltaïques (p. 612)
Électrode (p. 613)
Électrolyte (p. 613)
Différence de potentiel électrique (Voltage) (p. 613)
Composantes d’une pile électrique (p. 614)
Piles commerciales [Primaire, secondaire, et piles à combustibles] (p. 615–620)
Demi-pile (p. 622)
Fonctionnement d’une pile électrique (p. 623–626)
Cathode (p. 624)
Anode (p. 624)
Notation conventionnelle de la pile (p. 624)
Électrode inerte (p. 625)
Piles standard et le potentiel de pile (p. 627–630) et (p. 639)
Corrosion et protection anticorrosion (p. 634–636)
Fonctionnement de la pile électrolytique (p. 639–645) et (p. 646–650)
Pile électrolytique (p. 640)
Composantes d’une pile électrolytique (p. 640)
Exception chlorure (p. 645)
Stoechiométrie des piles (p. 652–656)
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Chimie 30 – Révision – Module B - Électrochimie
L’électrochimie est un domaine de la chimie basée sur le transfert d’électrons. Elle est aussi basée
sur une réaction RÉDOX.
Demi-réactions : une équation chimique qui démontre une perte ou un gain d’électrons par une
substance impliquée dans une réaction RÉDOX
Une demi-réaction démontre ce qui arrive à un réactif dans une rx RÉDOX. Elle donne une partie
de l’histoire. Il faut l’autre demi-réaction pour donner le restant de l’histoire. L’union de deux
demi-réaction donne toute l’histoire = équation ionique nette
 À se rappeler… en traitant les demi-réactions
o Il faut toujours vérifier le nombre d’électrons gagnés ou perdus, dans une demiréaction, mathématiquement, en équilibrant la charge nette
o ** N’oublie pas que les éléments purs n’ont pas de charge nette, tandis que les ions
ont une charge nette égale à leur charge ionique.
o On équilibre la charge en plaçant des négatives (électrons) du côté approprié pour
balancer la charge nette
Réduction : le processus par lequel il y a un gain d’électrons [GER]
o en général :
cation  élément métallique
non-métal  anion
o GER  Gain d’électrons est réduction
Oxydation : le processus par lequel il y a une perte d’électrons [LEO ou PEO]
o en général :
élément métallique  cation
anion  élément non-métallique
o LEO  Libération d’électrons est oxydation
o PEO  Perte d’électrons est oxydation
Agent réducteur : une substance qui cause la réduction de l’autre substance
o c’est la substance qui perd ou libère des électrons dans une rx
o est lui-même oxydé
Agent oxydant : une substance qui cause l’oxydation de l’autre substance
o c’est la substance qui gagne ou enlève des électrons dans une rx
o est lui-même réduit
Le nombre d’électrons gagnés par le AO est égal au nombre d’électrons perdus par le AR. Une
fois que les électrons transférés sont équilibrés, les deux demi-réactions peuvent être additionnées
pour donner une équation ionique nette.
 Note : les électrons n’existent pas dans l’équation ionique nette.
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Chimie 30 – Révision – Module B - Électrochimie
Une façon de se rappeler ceci est de regarder le mot rédox. RÉD  OX
RÉD est à la gauche et indique un gain  OX est à la droite et indique une perte.
o Si les électrons sont placés à la gauche de la flèche, ils sont gagnés
 ∴ une réduction
o Si les électrons sont placés à la droite de la flèche, ils sont perdus/libérés
 ∴ une oxydation
Pour toute réaction de réduction il y a une réaction d’oxydation.
Une réaction RÉDOX est combinaison des deux demi-réactions d’oxydation et de réduction.
Écrire des équations de demi-réactions complexes :
Premièrement, il faut déterminer si la réaction a lieu dans une solution acide ou basique.
Écrire des demi-réactions complexes dans une solution acide :
1. Écris les formules chimiques des réactifs et des produits.
2. Équilibre tous les atomes autres d’O et H.
3. Équilibre O en ajoutant des molécules d’H2O(l) au côté opposé.
4. Équilibre H en ajoutant des ions H+(aq) au côté opposé.
5. Équilibre les charges de chaque côté en ajoutant e- et annule tout ce qui est identique aux
deux côtés de la flèche.
Écrire des demi-réactions complexes dans une solution basique :
1. Écris les formules chimiques des réactifs et des produits.
2. Équilibre tous les atomes autres d’O et H.
3. Equilibre O en ajoutant des molécules d’H2O(l) au côté opposé.
4. Équilibre H en ajoutant des ions H+(aq) au côté opposé.
5. Ajoute des ions OH-(aq) des deux côtés pour égaliser le nombre d’H+(aq) présents
6. Combine les H+(aq) et les OH-(aq) inscrits du même côté pour former des molécules
d’H2O(l). Annule les quantités égales d’H2O(l) des deux côtés.
7. Équilibre les charges de chaque côté en ajoutant e- et annule tout ce qui est identique aux deux
côtés de la flèche.
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Chimie 30 – Révision – Module B - Électrochimie
Création d’un tableau rédox :
NOTE : Lorsqu’on écrit un tableau rédox de demi-réactions il faut s’assurer que les électrons sont
écrits du côté gauche du tableau. Les demi-réactions de réduction. C’est-à-dire on commence avec
AOF (agent oxydant fort) et on se termine avec l’agent oxydant le plus faible.
AOF
côté de
réduction
ARF
Ag+(aq) + e-  Ag(s)
Cu2+(aq) + 2e-  Cu(s)
Pb2+(aq) + 2e-  Pb(s)
Zn2+(aq) + 2e-  Zn(s)
côté
d’oxydation
AOf
•
•
ARf
Pour les demi-réactions de réduction, on lit de gauche à droite.
Pour les demi-réactions d’oxydation, on lit de droit à gauche.
Règle de spontanéité : en utilisant un tableau rédox, on peut déterminer si une réaction serait
spontanée ou pas en :
 Une rx serait spontanée si l’agent oxydant (AO) est au-dessus de l’agent
réducteur (AR) dans le tableau rédox de demi-réactions.
 Une rx serait non-spontanée si l’agent oxydant (AO) est au-dessous de l’agent
réducteur (AR) dans le tableau rédox de demi-réactions.
AO
AR
!spont
!!
"
!non-spont
!!!
"
AR
AO
À l’aide de la règle de spontanéité et le tableau rédox de demi-réactions, on peut prédire si une
certaine combinaison de substances chimiques réagiront spontanément ou pas, sans faire
l’expérience.
NOTE : Une autre façon de créer un tableau rédox est d’utiliser la règle de spontanéité elle-même.
Cette méthode implique des résultats expérimentaux actuels. Si une réaction a eu lieu, on sait que
l’AO est au-dessus de l’AR sur la liste, et si une réaction n’a pas eu lieu, on sait que l’AO est audessous de l’AR sur la liste. Tout ce qui faut faire est de placer les AO et l’AR aux niveaux
appropriés et compléter les demi-réactions avec les électrons.
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Chimie 30 – Révision – Module B - Électrochimie
Prédire une réaction RÉDOX :
1. Énumère toutes les espèces présentes et classe-les en agent oxydant (AO), agent réducteur
(AR) ou les deux. Rappel : les solutions ioniques aqueuses se dissocient en leurs cations et
anions, ainsi que l’eau et cherche toutes les AO et AR qui sont des combinaisons.
2. Choisis l’agent oxydant le plus fort (AOF), selon le tableau rédox, et écris l’équation
représentant une réduction.
3. Choisis l’agent réducteur le plus fort (ARF), selon le tableau rédox, et écris l’équation
représentant une oxydation.
4. Équilibre le nombre d’électrons gagnés ou perdus dans les équations des demi-réactions en
multipliant une ou les deux équations par un nombre entier. Additionne ensuite les deux
équations équilibrées des demi-réactions pour obtenir une équation ionique nette.
5. Selon la règle de spontanéité, prédis si l’équation ionique nette représente une réaction rédox
spontanée ou non-spontanée.
Nombres d’oxydation :
Il est difficile d’expliquer l’oxydation et la réduction des molécules et des ions polyatomiques,
alors les chimistes ont développé une méthode de représenter le gain ou la perte d’électrons qui a
lieu dans une réaction. Ce système implique des états d’oxydation.
État d’oxydation : la charge nette apparente ce cet atome aurait si les doublets d’électrons des
liaisons covalentes appartenaient entièrement à l’atome ayant l’électronégativité la plus élevée.
L’électronégativité peut être retrouvé dans le tableau périodique du livret de données.
Dans une molécule liée par une liaison covalente ou un ion polyatomique, les atomes avec les
valeurs d’électronégativité les plus élevées sont « négatifs » et ceux avec les valeurs
d’électronégativité les moins élevées sont « positifs ».
Les scientifiques utilisent ensuite un nombre d’oxydation pour représenter l’état d’oxydation
attribué à un atome.
Nombres d’oxydation communs
•
tous les éléments purs ont un nombre d’oxydation de 0
•
hydrogène dans un composé a un nombre d’oxydation de +1, à l’exception des hydrures
métalliques où c’est -1
•
oxygène dans un composé a un nombre d’oxydation de -2, à l’exception dans les peroxydes
ou c’est -1 et dans difluorure d’oxygène où c’est +2
•
tous les ions monoatomiques ont un nombre d’oxydation de valeur et signes égaux à sa
charge ionique
Pour distinguer les nombres d’oxydation des charges ioniques on écrit le nombre d’oxydation avec
le signe qui précède le nombre et au-dessus de l’élément.
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Chimie 30 – Révision – Module B - Électrochimie
Déterminer les nombres d’oxydation :
•
On attribue les nombres d’oxydation courants possible.
•
La somme des nombres d’oxydation des atomes d’une molécule ou d’un ion polyatomique
doit être égale à la valeur de la charge électrique nette de la molécule ou de l’ion.
o la charge nette d’un composé neutre est 0
o la somme des nombres d’oxydation d’un ion polyatomique est égale à la
charge de cet ion
•
On détermine tout nombre d’oxydation inconnu de façon algébrique à partir de la somme des
nombres d’oxydation connus et de la charge nette de l’espèce.
 si le nombre d’oxydation d’un atome ou d’un ion change lors d’une réaction, on croit que la
cause est un transfert d’électrons
 Une augmentation du nombre d’oxydation indique une perte d’électrons a eu lieu.
 Une diminution du nombre d’oxydation indique un gain d’électrons a eu lieu.
Dessiner une droite numérique est souvent utile lors des variations des nombres d’oxydation.
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1
0
-1
-2
Équilibrer les équations RÉDOX à l’aide des nombres d’oxydation :
1. Attribue des nombres d’oxydation et identifie les atomes ou les ions montrant des changements
dans leurs nombres d’oxydation.
2. Indique le nombre d’électrons transférés par atome ou ion simple à l’aide des changements
dans les nombres d’oxydation.
 NOTE : ici on traite un seul élément ou ion en ce moment
3. Indique le nombre d’électrons transférés par mole d’AO ou d’AR.
 NOTE : ici on traite la molécule ou l’ion entier qui contient l’atome
4. Calcule le nombre entier le plus simple pour chaque coefficient des réactifs (AO ou AR) de
façon à équilibrer le nombre total d’électrons transférés. Équilibre les réactifs et les produits
qui contiennent les substances dont le nombre d’oxydation a changé.
5. Équilibre les autres entités et la charge.
 O (molécules d’H2O(l))
 H (solution acide/basique)
 charge nette
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Chimie 30 – Révision – Module B - Électrochimie
Titrages et la stoechiométrie RÉDOX
titrage : un procédé qui implique l’addition lentement une quantité mesurée d’un réactif à un autre
réactif jusqu’au point de virage
•
•
•
•
la burette est remplie d’une quantité connue de solution de titrage (titrant)
le flacon Erlenmeyer contient l’échantillon
la solution de titrage est ajoutée jusqu’à ce que le point de virage est atteint
le point de virage est un changement d’une propriété de la solution
o peut être un changement de pH ou de couleur
L’échantillon réagit complètement lors de la réaction avec la solution de titrage. Une fois que
l’échantillon est utilisé, ce qui reste est la solution de titrage, et ∴ un changement de couleur.
 Les deux AO les plus couramment utilisés lors des titrages rédox sont :
o solution acidifiée d’ions permanganate
o solution acidifiée d’ions dichromate
 Ces solutions sont très utiles car elles sont de très forts AO, qui réagissent avec un grand
nombre d’agents réducteurs et le point de virage est très évident à cause du changement de
couleur.
Solution acidifiée d’ions permanganate :
L’ion permanganate ( MnO !4 (aq) ) a une couleur violette (comme jus de raisin) et lorsqu’il réagit il
se transforme en ion manganèse (II) (Mn2+(aq)) qui est incolore. Lorsqu’il y a encore de
l’échantillon restant à réagir, la couleur violette disparaît, mais au moment qu’il ne reste plus
d’échantillon, la couleur violette apparaît.
MnO !4 (aq) + 8 H + (aq) + 5 e- " Mn 2+ (aq) + 4 H 2 O(l)
incolore
violette
Solution acidifiée d’ions dichromate :
L’ion permanganate ( Cr2O72! (aq) ) a une couleur orange (comme Kool-Aid) et lorsqu’il réagit il se
transforme en ion chrome (III) (Cr3+(aq)) qui a une couleur verte. Lorsqu’il y a encore de
l’échantillon restant à réagir, la couleur orange disparaît et la couleur verte apparaît, mais au
moment qu’il ne reste plus d’échantillon, la couleur orange apparaît.
Cr2 O72! (aq) + 14 H + (aq) + 6 e- " 2 Cr 3+ (aq) + 7 H 2 O(l)
verte
orange
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Chimie 30 – Révision – Module B - Électrochimie
Technologie des piles et batteries
Pile électrique : un appareil qui convertit continuellement de l’énergie chimique en énergie
électrique
 produit un courant électrique
Courant électrique : flux d’électrons, mesuré par un ampèremètre en ampères (A)
Pile : un appareil qui contient deux électrodes et un électrolyte
Électrodes : deux conducteurs solides différents, généralement des métaux ou une tige de carbone
 anode [+], cathode [-]
Électrolyte : une solution qui peut conduire un courant électrique
Pile voltaïque : une pile qui produit de l’électricité lors d’une rx rédox spontanée.
 les électrons se déplacent à travers le fil électrique
Pile électrolytique : une pile qui utilise l’énergie électrique pour forcer une rx rédox nonspontanée
Piles domestiques, commerciales et industrielles :
Batterie : deux ou plusieurs piles électriques réunies en série
Pile primaire : aussi connue comme « pile sèche » est une pile électrochimique qui ne peut pas
être rechargée. Elle produit de l’électricité par une rx rédox spontanée.
Pile secondaire : une pile électrochimique qui peut produire de l’électricité et peut être rechargée.
Lors de la décharge il y un rx rédox spontanée et lors de la recharge une rx rédox non-spontanée
est forcée. Essentiellement, la recharge est la réaction inverse de la rx rédox de la décharge.
Pile à combustible : un type de pile électrochimique qui produit de l’électricité directement par la
réaction d’un combustible qui est ajouté continuellement à la pile. En principe, la pile à
combustible peut fonctionner pour toujours, à condition que le combustible est continuellement
ajouté.
Pile primaire
(non-rechargeable)
1,5 V pile sèche
Duracell/Energizer
anode : Zn, cathode : C
électrolyte : pâte NH4Cl &
MnO2
1,5 V pile sèche Alcaline
anode : Zn et pâte KOH
cathode : MnO2
Pile secondaire
(rechargeable)
1,25 V Ni-Cad
nickel/cadmium
anode : Cd, cathode : NiO(OH)
électrolyte : KOH
2,0 V plomb-acide (batterie de
voiture)
anode : Pb
cathode : PbO2
électrolyte : H2SO4
1,35 V pile mercure (montre)
anode : Zn et pâte KOH
cathode : HgO et C pâte
Construction d’une pile voltaïque :
•
2 électrodes (2 différents métaux ou 1 métal et 1 électrode inerte
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Pile à combustible
aluminium-oxygène
anode : Al
cathode : air
hydrogène-oxygène
électrodes inertes
rx entre H2 et O2
Chimie 30 – Révision – Module B - Électrochimie
•
•
•
cloison poreuse (pont salin ou vase en porcelaine
2 électrolytes
voltmètre
fils électriques de connexion
pont salin
électrode
électrode
Note : Chaque électrode est en contact avec un électrolyte (l’électrode et l’électrolyte ne peuvent
pas réagir ensemble). Ensemble ils font demi-pile.
Demi-pile : consiste en 1 électrode et 1 électrolyte qui ne réagissent pas ensemble
Anode :
• électrode où l’oxydation a lieu
• métal de cette électrode perd des électrons
• attire les anions des solutions
• électrode diminue en masse à cause de l’oxydation de l’électrode métallique
• atomes métalliques de l’électrode perdent des électrons et alors deviennent des cations
• demi-pile anodique contient l’ARF
• généralement l’électrode elle-même
Cathode :
• électrode où la réduction a lieu
• électrode gagne des électrons qui viennent de l’anode
• attire les cations des solutions
• électrode augmente en masse à cause de la réduction des cations
• les cations de la solution gagnent des électrons et alors deviennent des atomes métalliques et
forment une couche sur l’électrode
• demi-pile cathodique contient l’AOF
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Chimie 30 – Révision – Module B - Électrochimie
Les électrons déplacent de l’anode à la cathode à travers le fil conducteur. (alphabétique)
les ions de la solution migrent, cations vers la cathode et anions vers l’anode, pour compenser
la différence de la charge due à la perte et au gain des électrons.
cloison poreuse : un type de barrière, qui a plusieurs trous (pores), qui sépare deux électrolytes
mais permet le passage d’ions d’une solution à l’autre
 vase en porcelaine
 pont salin
vase en porcelaine : un contenant en porcelaine poreuse, non émaillée, qui contient un électrolyte
et est placé dans un contenant qui contient l’autre électrolyte
 les ions peuvent entrer dans et sortir de la vase à travers les minuscules trous
pont salin : un tube en U contenant un électrolytique aqueux inerte (ex. : NaNO3 ou Na2SO4) et
des bouchons de coton
 note : les ions peuvent d’une solution à l’autre à travers de minuscules trous dans les
bouchons de coton
Toutes les composantes sont essentielles pour assurer le fonctionnement de la pile.
Il faut être capable de dessiner et étiqueter une pile voltaïque,
Notation de pile : une représentation écrite d’une pile
Dans la notation :
• une ligne simple ( | ) représente la combinaison d’une électrode et son
électrolyte
• une ligne double ( | | ) indique le cloison poreuse entre les demi-piles
Bonne notation de pile :
Anode | électrolyte | | électrolyte | Cathode
(oxydation)
(réduction)
Notation de demi-piles spéciales :
•
 demi-pile de permanganate (un AO ∴ peut seulement être une cathode)
| | MnO !4 (aq) , H+(aq), Mn2+(aq) | C(s)
 demi-pile de dichromate (un AO ∴ peut seulement être une cathode)
| | Cr2 O72! (aq) , H+(aq), Cr3+(aq) | C(s)
 Demi-pile d’hydrogène (peut être une anode ou une cathode)
+
anode : Pt(s) | H2(g), H (aq) | |
+
cathode : | | H (aq), H2(g) | Pt(s)
Note : on ne peut pas utiliser une électrode de carbone avec une demi-pile
d’hydrogène puisqu’elle réagira avec hydrogène pour former des composés
organiques.
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Chimie 30 – Révision – Module B - Électrochimie
Il existe des cas dans lesquels un métal et ses ions ne peuvent pas agir ensemble (métaux de
transition). Par exemple, selon le tableau RÉDOX , le fer métallique et son cation fer (III)
réagiront spontanément ensemble, alors la combinaison serait inutile dans une pile
électrochimique.
Pour régler ce problème, une électrode inerte peut être utilisée.
Électrode inerte : une électrode qui ne réagit pas chimique (inerte)
Il y a deux types d’électrodes inertes utilisées en chimie 30 :
 tige de graphite (carbone)
 platine métallique
Il existe deux cas dans lesquels une électrode inerte est utile :
 pour remplacer l’anode : pour s’assurer que l’AO est le cation de la solution et non pas
l’électrode elle-même
 Lorsqu’il n’y a pas de métal dans l’équation de la demi-réaction
 peut être utilisée pour le cation de charge la plus élevée d’un métal de transition


• ex. : Fe3+(aq) Sn4+(aq) Cr3+(aq)
peut être utilisée pour la demi-pile de dichromate ou de permanganate (tige de carbone)
peut être utilisée pour la demi-pile d’hydrogène (fil de platine)
Potentiel de pile :
demi-pile standard d’hydrogène : consiste en une électrode de platine dans une solution d’ions
hydrogène à 1,00 mol/L (acide) avec de l’hydrogène gazeux au-dessus de l’électrode (p. 627)
•
demi-pile de référence
La demi-pile d’hydrogène est assignée une valeur de zéro et toutes les autres demi-piles sont
mesurées en relation à celle-ci.
Pourquoi les valeurs positives et négatives ?
les demi-piles ayant une plus forte attraction pour les électrons que la demi-pile d’hydrogène
ont des valeurs positives
•
•
note : retrouvées au-dessus de la demi-pile d’hydrogène dans un tableau de rédox
les demi-piles ayant une plus faible attraction pour les électrons que la demi-pile d’hydrogène
ont des valeurs négatives
•
• note : retrouvées au-dessous de la demi-pile d’hydrogène dans un tableau de rédox
En utilisant les demi-piles standard on peut mesurer la différence de potentiel électrique (∆E°) de
la pile en utilisant la formule :
∆E° = E°r ! E°r
cathode anode
E = la capacité d’une demi-pile standard à attirer les électrons
°
r
•
la capacité de subir une réduction
•
Si la valeur de ∆E° est positive, alors la rx RÉDOX est spontanée ∴ pile voltaïque
•
Si la valeur de ∆E° est négative, alors la rx RÉDOX est non-spontanée ∴ pile
électrolytique
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Chimie 30 – Révision – Module B - Électrochimie
NOTE POUR DIP :
La théorie rédox décrit une compétition pour les électrons lors d’une réaction. Elle indique aussi
que chaque substance a une différente attraction pour les électrons, cette attraction pour les
électrons est mesurée lors des différences de potentiel de réduction, Er° (dans le livret de données).
Autrement dit, c’est la capacité d’une substance à agir comme agent oxydant.
Une autre façon de le voir est d’analyser la capacité d’un agent réducteur à céder des électrons.
Cette capacité est mesurée lors d’une différence de potentiel d’oxydation, Eo°. C’est l’inverse
additif du potentiel de réduction.
• cuivre : Er° = +0,34 V
Eo° = -0,34 V
La corrosion et la protection anticorrosion :
corrosion : un processus électrochimique faisant réagir un métal avec des substances de son
environnement (O2(g) et H2O(l))
• corrosion du fer = rouille
Méthodes de protection anticorrosion :
• protection par revêtement
• protection cathodique
• courant induit
• anode sacrificielle
Piles électrolytiques :
Électrolyse : un procédé qui consiste à fournir de l’énergie électrique afin de forcer une réaction
rédox non-spontanée
Pile électrolytique : consiste en deux électrodes, un électrolyte et une source d’alimentation
électrique externe (batterie)
La source d’alimentation externe agit comme « pompe à électrons » ; ce qui force un transfert
d’électrons à l’intérieur de la pile électrolytique. Elle est essentiellement l’inverse d’une pile
voltaïque.
Une pile électrolytique a une différence de potentiel électrique négative. Celle-ci inique que la
réaction est non-spontanée. Elle indique aussi le potentiel minimal qui doit être appliquée à la pile
pour s’assurer le fonctionnement.
Un exemple d’une pile électrolytique est la pile secondaire. Lorsqu’on utilise une pile rechargeable
elle s’agit d’une pile voltaïque, qui utilise de l’énergie chimique pour produire de l’énergie
électrique. Cependant, lorsqu’elle est rechargée, elle devient une pile électrolytique, qui utilise
l’énergie électrique pour forcer une réaction entre les produits pour reformer les réactifs.
Le processus d’électrolyse nous permet de faire beaucoup de choses, comme :
• la production des éléments purs à partir de leurs composés (minerai)
• le raffinage des métaux
• le placage des métaux sur d’autres substances (électroplacage)
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Chimie 30 – Révision – Module B - Électrochimie
 Production d’éléments :
Un rappel, la plupart des éléments sont naturellement présents en forme de composés alors pour
obtenir l’élément pur, on utilise le processus d’électrolyse. La décomposition des composés est
généralement non-spontanée, et alors de l’énergie électrique est nécessaire. Aussi, les réactions des
composés qui ont lieu naturellement forment généralement des ions et non pas des éléments purs.
Ex. : L’électrolyse de l’eau produit de l’hydrogène gazeux et de l’oxygène gazeux.
• Appareil Hoffman : H2(g) est produit à la cathode et O2(g) à l’anode
Une autre application de l’électrolyse des composés a été découverte par un scientifique
britannique Sir Humphry Davy. Il a utilisé l’électrolyse de composés ioniques binaires fondus. Le
composé fondu agit comme électrolyte et des cations ont été réduits à la cathode (∴ métal produit)
et des anions ont été oxydés à l’anode (∴ non-métal produit).
⇒ les métaux se forment à la cathode
⇒ les non-métaux se forment à l’anode
 L’électroaffinage :
Le produit initial de la production d’un métal est un métal impur.L’échantillon impur peut être
raffiné (purifier) en employant une pile électrolytique (électrolyse)
Ce procédé implique :
•
•
•
•
•
•
•
•
•
le métal impur est l’anode
un fil du métal pur est la cathode
utiliser une solution qui contient l’ion métallique
fournir un courant électrique
ceci cause l’oxydation du métal impur à l’anode en ses ions
ces cations en solution migrent vers la cathode
lorsque les cations atteignent la cathode ils gagnent des électrons et sont réduits
ceci cause le dépôt du métal pur
le métal pur est déposé à la cathode
 L’électroplacage :
électroplacage (galvanoplastie) : le procédé permettant de déposer (plaquer) un métal sur un
objet à la cathode d’une pile électrochimique
L’objet à plaquer est placé à la cathode de la pile. Cette cathode est ensuite placée dans une
solution qui contient l’ion métallique du métal à déposer.L’anode de la pile est le métal à déposer.
Un courant électrique est appliqué, les cations migrent vers la cathode et gagnent des électrons
pour former leur élément métallique. L’objet à la cathode est plaqué du métal.
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Chimie 30 – Révision – Module B - Électrochimie
Stoechiométrie des piles :
Lors de la production des éléments, le raffinage des métaux et l’électroplacage, la quantité
d’électricité qui passe à travers la pile détermine les masses des substances qui réagissent ou
sont produites aux électrodes.
La charge est déterminée par la quantité de courant et la durée du courant :
Q = charge (C)
Q = It
I = courant (A ou C/s)
t = temps (s)
La formule qui peut être utilisé lors des calculs stoechiométriques est :
It
ne =
F
ne = moles d’électrons (mol)
I = courant (A ou C/s)
t = durée/temps (s)
F = constante de Faraday (9,65 x 104 C/mol)
Puisque la masse de l’élément produit ou ayant réagi à une électrode dépend du nombre
d’électrons transférés, il faut utiliser les demi-réactions.On utilise le rapport molaire des
coefficients des demi-réactions pour déterminer le nombre de moles de l’élément.
L’autre formule qu’on utilise pour déterminer la masse de la substance qui réagit ou produite est :
m = nM
m = masse de la substance (g)
M = masse atomique molaire (g/mol)
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