CHIMIE ET ELECTRICITE

PilesElectrolyse

OXYDOREDUCTIONNOTIONS DE BASE

• Couple oxydant-réducteur :ox/red : ox + ne- = red

• Réaction d'oxydoréduction :Echange d'un ou plusieurs électrons entre l'oxydant d'un couple et le réducteur d'un autre couple.

• Oxydation :Perte d'un ou plusieurs électrons.

• Oxydant :Espèce chimique susceptible de capter un ou plusieurs électrons.

• Réduction :Gain d'un ou plusieurs électrons.

• Réducteur :Espèce chimique susceptible de céder un ou plusieurs électrons.

oxydant 1

réducteur 2

Échange d'électrons à la surface de contact

Oxydant 1

Réducteur 2

Déplacement d'électrons

courant

électrique

On peut donc imaginer effectuer

le transfert d'électrons par l'extérieur, à

travers un circuit électrique

LES PILES

PILE DE VOLTA

1800L'italien Alessandro Volta invente un objet fournissant un courant électrique.Cet objet est constitué de rondelles de tissu, de cuivre et d'argent que l'on empile, empilement répété plusieurs fois.Lorsqu'on relie les 2 extrémités de l'empilement par un fil de cuivre, un courant électrique traverse ce fil.

La pile de Volta servira de support pour la suite

Réactions mises en jeu

Couples mis en jeu :

Ag+aq/Ag(s) : Ag+

aq + e- = Ag(s)

Cu2+aq/Cu(s) : Cu2+

aq + 2e- = Cu(s)

Réactions possibles :

2Ag+aq + Cu(s) 2Ag(s) + Cu2+

aq K1 = 3.1015

2Ag(s) + Cu2+aq 2Ag+

aq + Cu(s) K2 = 3.10-16

1sensledansfaitseréactionLaitéelimréaction10K

totaleréaction10K2

2

21

2Ag+aq + Cu(s) 2Ag(s) +

Cu2+aq

ModélisationL'ensemble

{couple oxydant–réducteur + électrode}

constitue une demi-pile.

Ag(s)Cu(s)

Ag+aqCu2+

aq

R

!!! Circuit ouvert : pas de circulation de courant électrique !!!

pont salincontient des ions

2Ag+aq + Cu(s) 2Ag(s) + Cu2+

aq

Ag+aq + e- Ag(s)Cu(s) Cu2+

aq + 2e-

OXYDATION

REDUCTION

ANODE CATHODE

Interprétation

Ag(s)Cu(s)

Ag+aqCu2+

aq

R

pont salinfermeture du circuitélectroneutralité des

solutions

2Ag+aq + Cu(s) 2Ag(s) + Cu2+

aq

Ag+aq + e- Ag(s)Cu(s) Cu2+

aq + 2e-

OXYDATION

REDUCTION

ANODE CATHODEBorne - Borne +

e- e-

e-Cu2

+ Ag+

K+Cl-

Ag

Représentation symbolique

saqaq

2s Ag/AgCu/Cu

cathode

saq'n

salinpontaq

ns

anode

'M/'MM/M

Notation générale

Le faraday, F

C10.65,910.6,110.02,6eNQélectrons'dmole1

C10.6,1eqélectron141923

Am

19e

1 F : quantité d’électricité transportée par 1 mole d’électrons

1F = 96500 C.mol-1

FnQélectrons'dmolne

Un (tout petit) peu d’électricité

tQ

I

Voilà !!!!!

C’est tout !!!!!!!!!!

Réaction chimique et intensité du courant

électriqueELECTRICITE

Électron=

Particule transportant la

charge électrique

CHIMIE

Électron=

espèce chimique participant à la

réaction chimique

TABLEAU D’AVANCEMENT

Le système peut être étudié indifféremment à partir de 3 réactions :

• réaction globale

• réaction à l’anode

• réaction à la cathode

TABLEAU D’AVANCEMENT

Réaction globaleqté d'e-

échangés

en mol  Cu(s) + 2Ag+aq ® Cu2+

aq + 2Ag(s) 2

EI n1 n2 0 0 0

E Int n1-x n2-2x x 2x 2x

EF n1-xf n2-2xf xf 2xf 2xf

TABLEAU D’AVANCEMENT

À l’anode

 en mol Cu(s) ® Cu2+aq + 2e- avancement

EI n1 0 0 0

E Int n1-x x 2x x

EF n1-xf xf 2xf xf

TABLEAU D’AVANCEMENT

À la cathodeen mol Ag+

aq + e- ® Ag(s) avancement

EI n1 ne 0 0

E Int n1-x ne-x x x

EF n1-xf ne-xf = 0 xf xf

Les électrons ne peuvent pas exister isolés. C’est donc un réactif limitant.

DUREE DE VIE D’UNE PILE

3 paramètres limitent la durée de vie d’une pile :

• La consommation de l’oxydant.Il n’y a plus d’ions autour de la cathode.

• La consommation du réducteur.Il n’y a plus d’anode.

• La consommation des ions du pont salin

Le circuit est ouvert et l’électroneutralité n’est plus assurée

DUREE DE VIE D’UNE PILE

1. Détermination du réactif limitant.

2. Détermination de xf.

3. Détermination de ne, quantité de matière d’électrons

échangés.

4. Détermination de la charge électrique échangée.

5. Détermination de la durée de vie de la pile.

FnQélectrons'dmolne

IQt

QUELQUES PILES USUELLES

Pile Daniell

• Anode :

• Cathode :

e2ZnZn aq

2s

saq2 Cue2Cu

QUELQUES PILES USUELLES

Pile Leclanché• Pile saline

• Anode : Zn2+aq/Zn(s)

• Cathode : MnO2(s)/MnO(OH)(s)

• Pont salin : NH4+

aq + Cl-aq

• Pile alcaline• Anode : Zn2+

aq/Zn(s)

• Cathode : MnO2(s)/MnO(OH)(s)

• Pont salin : K+aq + HO-

aq

• Pile au lithium• Anode : Li+aq/Li(s)

• Cathode : MnO2(s)/MnO(OH)(s)

QUELQUES PILES USUELLES

• Pile bouton• Anode : Zn2+

aq/Zn(s)

• Cathode : Ag2O (s)/Ag(s)

• Pile de concentrationL'anode et la cathode sont constituées du même couple ox/red.

Seule la concentration des espèces en solution varie.

La solution la plus concentrée se trouve autour de la cathode.

Une pile de concentration débite jusqu'à ce que les concentrations soient les mêmes dans les 2 demi-piles.

• Pile à combustible• Anode : H+

aq/H2(g)

• Cathode : O2 (g)/H2O

QUELQUES PILES USUELLES

Accumulateur au plomb

e2PbPb aq

2s

OH2Pbe2H4PbO 2aq2

aqs2

anode : couple Pb2+aq/Pb(s)

oxydation

cathode : couple PbO2 (s)/Pb2+aq

reduction

Un accumulateur est une pile qu'on peut recharger.

Comment recharger un accumulateur au plomb ???

Pour recharger un accumulateur au plomb, il faut reformer les réactifs (Pb et PbO2)

Pour cela, on peut forcer la réaction à se faire dans le sens indirect.

Pour qu'une réaction chimique se fasse dans le sens indirect, il faut apporter de l'énergie au système.

Dans le cas d'une réaction d'oxydoréduction, l'énergie est apportée par un générateur électrique, et la transformation est appelée ELECTROLYSE.

Rq : On gardera l'exemple de l'accumulateur au plomb pour la suite.

ELECTROLYSESchéma de principe

G+ -Le générateur

impose le sens de circulation des

électrons.

Solution contenant des ions Pb2+

e-

e-

e-e-

e-

e-e-

e-

gain d'électrons

REDUCTIONCATHODE

saq2 Pbe2Pb

perte d'électrons

OXYDATIONANODE

e2H4PbOOH2Pb aqs22aq

2

TABLEAU D’AVANCEMENT

Le système peut être étudié indifféremment à partir de 3 réactions :

• réaction globale

• réaction à l’anode

• réaction à la cathode

TABLEAU D’AVANCEMENT

Réaction globaleqté d'e- échangés

en mol  2Pb2+aq + 2H2O(l) ® Pb(s) + PbO2(s) + 4H+

aq 2

EI n 0 0 0

E Int n-x x x 2x

EF n-xf xf xf 2xf

TABLEAU D’AVANCEMENT

À la cathode en mol Pb2+

aq + 2e- ®Pb(s

)

avancement

EI n1 ne 0 0

E Int n1-x ne-2x x x

EF n1-xf

ne-2xf = 0

xf xf

Les électrons ne peuvent pas exister isolés. C’est donc un réactif limitant.

TABLEAU D’AVANCEMENT

À la cathodeen mol Pb2+

aq + 2H2O(l) ® PbO2(s) + 4H+aq + 2e- avanceme

nt

EI n1 0 0 0

E Int n1-x x 2x x

EF n1-xf xf 2xf xf

Un (tout petit) peu d’électricité

tQ

I

Des fois que vous auriez oublié !!!!!

Re… Le faraday, F

C10.65,910.6,110.02,6eNQélectrons'dmole1

C10.6,1eqélectron141923

Am

19e

1 F : quantité d’électricité transportée par 1 mole d’électrons

1F = 96500 C.mol-1

FnQélectrons'dmolne

Un peu de chimie (à peine plus)

CVVV

Mm

nM

Mais vous saviez tout cela, bien sûr !!!!!

MASSE D'UN SOLIDE

1. Détermination de la charge électrique transportée. tIQ

2. Calcul de la quantité de matière d'électrons transférés.

FQ

ne

3. Détermination de l'avancement final, xf.

.stoech.coef

nx e

f

4. Détermination de la quantité de matière de solide formé.

.stoech.coefxn fsolide 5. Détermination de la masse de solide formé.

Mnm

VOLUME D'UN GAZ

1. Détermination de la charge électrique transportée. tIQ

2. Calcul de la quantité de matière d'électrons transférés.

FQ

ne

3. Détermination de l'avancement final, xf.

.stoech.coef

nx e

f

4. Détermination de la quantité de matière de gaz formé.

.stoech.coefxn fgaz 5. Détermination du volume de gaz formé.

MVnV

CONCENTRATION D'UN SOLUTE

1. Détermination de la charge électrique transportée. tIQ

2. Calcul de la quantité de matière d'électrons transférés.

FQ

ne

3. Détermination de l'avancement final, xf.

.stoech.coef

nx e

f

4. Détermination de la quantité de matière de soluté formé.

.stoech.coefxn fsoluté 5. Détermination de la concentration du soluté formé.

Vn

C