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3. Électrochimie - introduction
Réf.: Atkins, 3è éd., Chapitre 9

• Electrochimie = électrons + système chimique • Étude du transfert d’électrons d’une espèce chimique à une autre
(le transfert d’électrons peut être accompagné par le transfert d’atomes)

Processus impliquant le transfert électronique: • Combustion:
CH4 (g) + 2O2 (g) → CO2 (g) + 2H2O (l) ∆H˚= -890 kJ/mol (énergie libérée)• Respiration cellulaire:
bilan

C6H12O6 + 6O2 (g) → 6CO2 (g) + 6H2O (l) glucose Le processus est compliqué !

• Photosynthèse:
6CO2+ 12NADPH2 + 6H2O ATP C6H12O6 + 12NADP ADP + Pi

Réaction dans le noir (cycle Calvin)

• Corrosion:
Fe (s) → Fe2+ (aq) + 2e2H+ (aq) + 1/2O2 (g) + 2e- → H2O ----------------------------------------Fe + 2H+ + 1/2O2 → Fe2+ + H2O E˚= 0.44 V E˚= 1.23 V E˚=1.67 V

O2
H+

O2

e-

Fe2+ Fe

goutte d'eau acide

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Électrochimie – applications • Chimie analytique:
quantification des espèces: ex. analyse de trace de métaux par polarographie

• Biocapteurs:
analyse du taux de sucre dans le sang- capteur ampérométrique

Fe2+ électrode Fe
3+

FAD

C6H12O6
glucose

glucose oxydase

FADH2

C6H10O6

Le courant d'oxydation deFe2+ indique la concentration de glucose dans le sang.

• Stockage d’énergie: ex. batteries et accumulateurs • Métallurgie: raffinage de métaux • Électrodéposition de couches minces • Électrosynthèse:
CH2Br CO2CH3

N

+

H

+
CO2CH3 OCH3

+

2eN

CH3SO3-

O H3CO OCH3

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3.1

SOLUTIONS ÉLECTROLYTIQUES Procédé électrochimique- principe général

batterie +

conducteurélectronique
(électrode)

e-

conducteur ionique
(électrolyte)

électrolyte
+ + +

L’application d’un potentiel (énergie électrique) engendre une réaction chimique dans laquelle des électrons sont gagnés ou perdus par des ions près de la surface des électrodes.
cathode

anode

Anode (+) = oxydation Cathode (-) = réduction

3.2 L’électrolyse et les lois de Faraday

e+ -

• •Électrolyse = une réaction chimique résultant d’une différence de potentiel appliquée aux électrodes Ex.: électrodéposition (plaquage Ag ou Au) électrodissolution (des electrodes) formation de gaz Cathode: H+(aq) + e- → 1/2 H2(g) E°= 0 V Anode: Cl-(aq) → 1/2 Cl2(g) + e- E°= -1.36 V Bilan: H+ + Cl- → 1/2 H2 + 1/2 Cl2 E = -1.36 V

HCl

Cl2
eanode

H2
H+ e



Cl-

cathode

∴ Potentielappliqué > 1.36 V pour qu’il y ait une réaction et la circulation d’un courant électrique

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Michael Faraday (1834) a établi la relation entre la quantité d’espèces chimiques formées à l’électrode (produit obtenu) et la quantité de charge (ou d’électrons) passée durant une électrolyse. Courant, I, mesuré = nb. d'électrons transférés par seconde = équivalent à une vitesse de réaction

• •L’unité de courant est l’Ampère (A) L’unité de charge est le Coulomb (C)

Q = It
Charge = courant • temps Coulomb = Ampère • secondes C=A•s 1ère loi de Faraday:

• Pour un Faraday (F) de charges, 1 mole de produit est obtenu

F = NAe

F = 6.022 x 1023 électrons/mol x 1.602 x 10-19 C/e∴ 1 F = 96 485 C/mol 2è loi de Faraday:



Cette loi relie la masse de produit formée à uneélectrode avec la charge passée

m = MQ = MIt nF nF
où m = masse de produit formée à l’électrode M = masse moléculaire molaire Q=I•t n = nb. d’électrons par mole de produit formé F = 96 485 C/mol

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Exemple:

Un courant de 0.10 A passe à travers une solution de CuSO4(aq) pendant 10 min. Calculer le nombre de grammes de Cu déposé à la cathode. Problème résolu dans le cours

Solution:

•Loi d’Ohm: Unité du potentiel électrique, V, est le Volt (V)

V = IR
Volt = courant • résistance

• Unité d’énergie électrique, E, est le Joule (J)

1 J = V • C = J/C • C ∴ 1 V = 1 J/C = V • Q = V • It = IR • It ∴ E = I 2R t

• Unité de la puissance électrique, P, est le Watt (W)
W=V•A 1J=V•C=V•A•s=Ws Ex. 1 KW • h = (1000 VA) (3600 s) = 3.6 x 106 J

3.3 Processus ioniques...
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