Électrochimie : guide d’étude

Idées clés

L’électrochimie relie les réactions chimiques à l’énergie électrique. Dans une pile galvanique, une réaction redox spontanée produit une tension, et dans l’électrolyse un courant imposé entraîne une réaction.

• L’oxydation a lieu à l’anode et la réduction à la cathode. Le potentiel de la pile est E°_pile = E°_cathode − E°_anode, et une valeur positive indique une pile spontanée.
• L’enthalpie libre est ΔG° = −nFE°, avec F = 96 485 C/mol et n le nombre d’électrons échangés.
• Hors conditions standard, l’équation de Nernst donne E = E° − (0,0592 ÷ n) log₁₀ Q à 25 °C.
• Loi de Faraday de l’électrolyse : moles d’électrons = It ÷ F, et la masse déposée est m = ItM ÷ (nF).

Équations clés

• E°_cell = E°_cathode − E°_anode
• ΔG° = −nFE°
• E = E° − (0.0592 ÷ n) log₁₀ Q (25 °C)
• m = ItM ÷ (nF)
• F = 96 485 C/mol

Exemple résolu

Pour Zn | Zn²⁺ ‖ Cu²⁺ | Cu, E° = 0,34 − (−0,76) = 1,10 V, et ΔG° = −2 × 96 485 × 1,10 = −212 kJ/mol. Avec [Zn²⁺] = 1,0 M et [Cu²⁺] = 0,010 M, Q = 100 et E = 1,10 − (0,0592 ÷ 2) × log 100 = 1,10 − 0,059 = 1,04 V. Un cuivrage à 2,0 A pendant 30 min dépose m = 2,0 × 1800 × 63,5 ÷ (2 × 96 485) = 1,2 g.

Erreurs fréquentes

• Soustraire les potentiels dans le mauvais ordre ou changer E° en multipliant une demi-réaction par un coefficient.
• Oublier que n dans les formules de Nernst et de ΔG est le nombre d’électrons de l’équation équilibrée.
• Confondre anode et cathode. L’oxydation a toujours lieu à l’anode, dans les piles comme dans les cellules d’électrolyse.

Pratique

Testez-vous avec des questions d’entraînement sur ce thème : Électrochimie