chimie et electricite piles electrolyse. oxydoreduction notions de base couple oxydant-réducteur :...
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CHIMIE ET ELECTRICITE
PilesElectrolyse
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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.
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oxydant 1
réducteur 2
Échange d'électrons à la surface de contact
Oxydant 1
Réducteur 2
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Déplacement d'électrons
courant
électrique
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On peut donc imaginer effectuer
le transfert d'électrons par l'extérieur, à
travers un circuit électrique
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LES PILES
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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
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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
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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
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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
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Représentation symbolique
saqaq
2s Ag/AgCu/Cu
cathode
saq'n
salinpontaq
ns
anode
'M/'MM/M
Notation générale
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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
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Un (tout petit) peu d’électricité
tQ
I
Voilà !!!!!
C’est tout !!!!!!!!!!
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Réaction chimique et intensité du courant
électriqueELECTRICITE
Électron=
Particule transportant la
charge électrique
CHIMIE
Électron=
espèce chimique participant à la
réaction chimique
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TABLEAU D’AVANCEMENT
Le système peut être étudié indifféremment à partir de 3 réactions :
• réaction globale
• réaction à l’anode
• réaction à la cathode
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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
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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
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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.
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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
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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
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QUELQUES PILES USUELLES
Pile Daniell
• Anode :
• Cathode :
e2ZnZn aq
2s
saq2 Cue2Cu
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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)
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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
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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.
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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.
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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
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TABLEAU D’AVANCEMENT
Le système peut être étudié indifféremment à partir de 3 réactions :
• réaction globale
• réaction à l’anode
• réaction à la cathode
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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
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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.
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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
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Un (tout petit) peu d’électricité
tQ
I
Des fois que vous auriez oublié !!!!!
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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
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Un peu de chimie (à peine plus)
CVVV
Mm
nM
Mais vous saviez tout cela, bien sûr !!!!!
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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
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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
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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