le cellules électrochimiques Ce sont des dispositifs dans lesquels des réactions chimiques ont lieu où l'énergie chimique est transformée en énergie électrique ou vice versa. Ces cellules constituent le cœur de l'électrochimie, l'âme étant l'échange potentiel d'électrons qui peut se produire, spontanément ou non, entre deux espèces chimiques..
L'une des deux espèces s'oxyde, perd des électrons, tandis que l'autre est réduite, gagnant les électrons transférés. Le plus souvent, l'espèce réduite est un cation métallique en solution qui, en gagnant des électrons, finit par se déposer électriquement sur une électrode constituée du même métal. D'autre part, l'espèce qui s'oxyde est un métal, se transformant en cations métalliques.
Par exemple, l'image ci-dessus représente la cellule de Daniel: la plus simple de toutes les cellules électrochimiques. L'électrode en zinc métallique s'oxyde, libérant des cations Zndeux+ au milieu aqueux. Cela se produit dans le conteneur ZnSO4 à gauche.
À droite, la solution contenant du CuSO4 est réduit, transformant les cations Cudeux+ en cuivre métallique déposé sur l'électrode de cuivre. Au cours du développement de cette réaction, les électrons voyagent à travers un circuit externe activant ses mécanismes; et donc, fournir de l'énergie électrique pour le fonctionnement d'une équipe.
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Les courants électriques sont générés ou consommés dans les cellules électrochimiques. Pour assurer un flux d'électrons adéquat, il doit y avoir des matériaux qui sont de bons conducteurs d'électricité. C'est là qu'interviennent les électrodes et le circuit externe, pourvus d'un câblage en cuivre, argent ou or..
Les électrodes sont les matériaux qui fournissent la surface où les réactions auront lieu dans les cellules électrochimiques. Il existe deux types selon la réaction qui s'y produit:
-Anode, électrode où se produit l'oxydation
-Cathode, électrode où la réduction se produit
Les électrodes peuvent être constituées d'un matériau réactif, comme dans le cas de la cellule de Daniel (zinc et cuivre); ou un matériau inerte, comme lorsqu'ils sont en platine ou en graphite.
Les électrons libérés par l'anode doivent atteindre la cathode; mais pas par une solution, mais par un câble métallique qui relie les deux électrodes à un circuit externe.
La solution qui entoure les électrodes joue également un rôle important, car elle est enrichie d'électrolytes puissants; tels que: KCl, KNO3, NaCl, etc. Ces ions favorisent, dans une certaine mesure, la migration des électrons de l'anode vers la cathode, ainsi que leur conduction au voisinage des électrodes pour interagir avec les espèces à réduire..
L'eau de mer, par exemple, conduit bien mieux l'électricité que l'eau distillée, avec une concentration ionique plus faible. C'est pourquoi les cellules électrochimiques ont une dissolution d'électrolytes forts parmi leurs composants..
Les ions de la solution commencent à entourer les électrodes provoquant une polarisation des charges. La solution autour de la cathode commence à se charger négativement, à mesure que les cations sont réduits; dans le cas de la cellule de Daniel, les cations Cudeux+ par dépôt sous forme de cuivre métallique sur la cathode. Ainsi, il commence à y avoir un déficit de charges positives.
C'est là que le pont de sel intervient pour équilibrer les charges et empêcher les électrodes de se polariser. Vers le côté ou le compartiment de la cathode, les cations migreront du pont de sel, soit K+ ou Zndeux+, pour supplanter le Cudeux+ consommé. Pendant ce temps, AUCUN anion ne migrera du pont de sel3- vers le compartiment anodique, pour neutraliser la concentration croissante de cations Zndeux+.
Le pont salin est composé d'une solution saturée de sels, dont les extrémités sont recouvertes d'un gel perméable aux ions, mais imperméable à l'eau..
Le fonctionnement d'une cellule électrochimique dépend de son type. Il existe essentiellement deux types: galvanique (ou voltaïque) et électrolytique.
La cellule de Daniel est un exemple de cellule électrochimique galvanique. Chez eux, les réactions se produisent spontanément et le potentiel de la batterie est positif; plus le potentiel est élevé, plus la cellule fournira d'électricité.
Les cellules ou batteries sont précisément des cellules galvaniques: le potentiel chimique entre les deux électrodes se transforme en énergie électrique lorsqu'un circuit externe intervient qui les relie. Ainsi, les électrons migrent de l'anode, enflamment l'équipement auquel la batterie est connectée, et sont renvoyés directement vers la cathode.
Les cellules électrolytiques sont celles dont les réactions ne se produisent pas spontanément, à moins qu'elles ne soient alimentées en énergie électrique par une source externe. Ici, le phénomène inverse se produit: l'électricité permet à des réactions chimiques non spontanées de se développer.
L'électrolyse est l'une des réactions les plus connues et les plus précieuses qui se produisent dans ce type de cellule..
Les batteries rechargeables sont des exemples de cellules à la fois électrolytiques et galvaniques: elles sont rechargées pour inverser leurs réactions chimiques et rétablir les conditions initiales pour être réutilisées..
L'équation chimique suivante correspond à la réaction dans la cellule de Daniel où le zinc et le cuivre participent:
Zn (s) + Cudeux+(aq) → Zndeux+(aq) + Cu (s)
Mais les cations Cudeux+ et Zndeux+ ils ne sont pas seuls mais accompagnés des anions SO4deux-. Cette cellule peut être représentée comme suit:
Zn | ZnSO4 | | COURS4 | Cu
La cellule de Daniel peut être construite dans n'importe quel laboratoire, étant très récurrente en tant que pratique dans l'introduction de l'électrochimie. Comme le Cudeux+ se dépose sous forme de Cu, la couleur bleue de la solution de CuSO4 sera perdu.
Imaginez une cellule qui consomme de l'hydrogène gazeux, produit de l'argent métallique et fournit en même temps de l'électricité. Il s'agit de la cellule platine et hydrogène, et sa réaction générale est la suivante:
2AgCl (s) + Hdeux(g) → 2Ag (s) + 2H+ + 2Cl-
Ici, dans le compartiment anodique, nous avons une électrode de platine inerte, immergée dans l'eau et dans laquelle de l'hydrogène gazeux est pompé. Le Hdeux s'oxyde en H+ et donne ses électrons au précipité laiteux d'AgCl dans le compartiment cathodique avec une électrode en argent métallique. Sur cet argent, l'AgCl sera réduit et la masse de l'électrode augmentera..
Cette cellule peut être représentée par:
Pt, Hdeux | H+ | | Cl-, AgCl | Ag
Et enfin, parmi les cellules électrolytiques, nous avons la cellule au chlorure de sodium fondu, mieux connue sous le nom de cellule de Downs. Ici, l'électricité est utilisée pour qu'un volume de NaCl fondu passe à travers les électrodes, provoquant ainsi les réactions suivantes:
2Na+(l) + 2e- → 2Na (s) (cathode)
2Cl-(l) → Cldeux(g) + 2e- (anode)
2NaCl (l) → 2Na (s) + Cldeux(g) (réaction globale)
Ainsi, grâce à l'électricité et au chlorure de sodium, du sodium métallique et du chlore gazeux peuvent être préparés..
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