- Parties de la cellule galvanique
- Fonctionnement
- Réactions d'oxydation et de réduction
- Le pont de sel
- Potentiels d'oxydation et de réduction
- Représentation symbolique d'une cellule galvanique
- Applications
- La cellule galvanique au quotidien
- Construction d'une cellule galvanique maison
- matériaux
- Processus
- Références
La cellule galvanique ou cellule voltaïque est un type de cellule électrochimique qui se compose de deux métaux différents immergés dans deux demi-cellules, dans laquelle un composé en solution active une réaction spontanée.
Ensuite, l'un des métaux de l'une des demi-cellules est oxydé tandis que le métal de l'autre demi-cellule est réduit, produisant un échange d'électrons à travers un circuit externe. Cela permet de profiter du courant électrique.
Figure 1. Schéma et parties d'une cellule galvanique. Source: corinto.pucp.edu.pe.
Le nom de «cellule galvanique» est en l'honneur de l'un des pionniers de l'expérimentation électrique: le médecin et physiologiste italien Luigi Galvani (1737-1798).
Galvani a découvert en 1780 que si des câbles de métaux différents étaient joints à une extrémité et que les extrémités libres étaient mises en contact avec le jarret d'une grenouille (morte), une contraction se produisait.
Cependant, le premier à construire une cellule électrochimique pour produire de l'électricité était également italien Alessandro Volta (1745-1827) en 1800 et donc le nom alternatif de cellule voltaïque.
Parties de la cellule galvanique
Les parties d'une cellule galvanique sont illustrées à la figure 1 et sont les suivantes:
1.- Semicell anodique
2.- Electrode anodique
3.- Solution anodique
4.- Cathode semi-cellule
5.- électrode cathodique
6.- Solution cathodique
7.- Pont salin
8.- Conducteur métallique
9.- Voltmètre
Fonctionnement
Pour expliquer le fonctionnement d'une cellule galvanique, nous utiliserons celle du bas:
Figure 2. Modèle didactique de cellule galvanique. Source: slideserve.com
L'idée fondamentale d'une cellule galvanique est que le métal qui subit la réaction d'oxydation est physiquement séparé du métal qui est réduit, de telle sorte que l'échange d'électrons se fait à travers un conducteur externe qui permet de profiter du flux de courant électrique, par exemple pour allumer une ampoule ou une led.
Sur la figure 2, dans la demi-cellule gauche, il y a un ruban de cuivre métallique (Cu) immergé dans une solution de sulfate de cuivre (CuS0 4), tandis que dans la demi-cellule droite, il y a un ruban de zinc (Zn) immergé dans une solution de sulfate de zinc (ZnSO 4).
Il est à noter que dans chaque demi-cellule le métal de chacune est présent dans deux états d'oxydation: les atomes métalliques neutres et les ions métalliques du sel du même métal en solution.
Si les bandes métalliques ne sont pas reliées par un fil conducteur extérieur, les deux métaux sont oxydés séparément dans leurs cellules respectives.
Cependant, comme ils sont connectés électriquement, il arrive que l'oxydation se produise dans le Zn alors qu'il y aura une réaction de réduction dans le Cu. En effet, le degré d'oxydation du zinc est supérieur à celui du cuivre.
Le métal qui est oxydé donne des électrons au métal qui est réduit à travers le conducteur extérieur et ce flux de courant peut être exploité.
Réactions d'oxydation et de réduction
La réaction qui se produit sur le côté droit entre l'électrode en métal de zinc et la solution aqueuse de sulfate de zinc est la suivante:
Zn o (s) + Zn 2+ (SO 4) 2- → 2 Zn 2+ (ac) + (SO 4) 2- + 2 e -
Un atome de zinc (solide) à la surface de l'électrode anodique dans la demi-cellule droite, stimulé par les ions positifs du zinc en solution, cède deux électrons et se détache de l'électrode, passant dans la solution aqueuse comme un double ion positif de zinc.
Nous réalisons que le résultat net était qu'un atome de zinc neutre du métal, par la perte de deux électrons, est devenu un ion de zinc qui s'ajoute à la solution aqueuse, de sorte que la tige de zinc a perdu un atome et le solution a acquis un double ion positif.
Les électrons libérés préféreront se déplacer à travers le fil extérieur vers le métal de l'autre demi-cellule chargée positivement (cathode +). La barre de zinc perd de la masse au fur et à mesure que ses atomes passent progressivement dans la solution aqueuse.
L'oxydation du zinc peut être résumée comme suit:
Zn o (s) → Zn 2+ (ac) + 2 e -
La réaction qui se produit sur le côté gauche est similaire, mais le cuivre dans la solution aqueuse capture deux électrons (de l'autre moitié de la cellule) et se dépose sur l'électrode de cuivre. Lorsqu'un atome capte des électrons, on dit qu'il est réduit.
La réaction de réduction du cuivre s'écrit comme ceci:
Cu 2+ (ac) + 2 e - → Cu o (s)
La barre de cuivre prend de la masse au fur et à mesure que les ions de la solution passent dans la barre.
L'oxydation se produit à l'anode (négative), qui repousse les électrons, tandis que la réduction se produit à la cathode (positive), qui attire les électrons. L'échange d'électrons se produit à travers le conducteur extérieur.
Le pont de sel
Le pont de sel équilibre les charges qui s'accumulent dans les deux demi-cellules. Les ions positifs s'accumulent dans la demi-cellule anodique, tandis que dans la cellule cathodique il reste un excès d'ions sulfate négatifs.
Pour le pont salin, on utilise une solution d'un sel (tel que le chlorure de sodium ou le chlorure de potassium) qui n'intervient pas dans la réaction, qui se trouve dans un tube en U inversé avec ses extrémités obturées par une paroi de matériau poreux.
Le seul but du pont de sel est que les ions filtrent dans chaque cellule, équilibrant ou neutralisant l'excès de charge. De cette manière, un flux de courant est produit à travers le pont salin, à travers les ions sel, ce qui ferme le circuit électrique.
Potentiels d'oxydation et de réduction
On entend par potentiels d'oxydation et de réduction standard ceux qui se produisent à l'anode et à la cathode à une température de 25 ° C et avec des solutions de concentration 1M (une molaire).
Pour le zinc, son potentiel d'oxydation standard est E ox = +0,76 V.Tandis que le potentiel de réduction standard pour le cuivre est E red = +0,34 V.La force électromotrice (emf) produite par cette cellule galvanique est: emf = +0,76 V + 0,34 V = 1,1 V.
La réaction globale de la cellule galvanique peut s'écrire comme ceci:
Zn o (s) + Cu 2+ (aq) → Zn 2+ (aq) + Cu o (s)
Compte tenu du sulfate, la réaction nette est:
Zn o (s) + Cu 2+ (SO 4) 2-25 ° C → Zn 2+ (SO 4) 2- + Cu o (s)
Le sulfate est un spectateur, tandis que les métaux échangent des électrons.
Représentation symbolique d'une cellule galvanique
La cellule galvanique de la figure 2 est symboliquement représentée comme suit:
Zn o (s) -Zn 2+ (aq) (1M) - Cu 2+ (aq) (1M) -Cu o (s)
Par convention, le métal qui s'oxyde et forme l'anode (-) est toujours placé à gauche, et son ion à l'état aqueux est séparé par un barreau (-). La demi-cellule anodique est séparée de la cathodique par deux barres (-) représentant le pont salin. Sur la droite est placée la demi-cellule métallique qui est réduite et forme la cathode (+).
Dans la représentation symbolique d'une cellule galvanique, l'extrême gauche est toujours le métal oxydé et le métal réduit est placé à l'extrême droite (à l'état solide). Il est à noter que sur la figure 2 les demi-cellules sont en position inverse par rapport à la représentation symbolique classique.
Applications
Connaissant les potentiels d'oxydation standard de différents métaux, il est possible de déterminer la force électromotrice qu'une cellule galvanique construite avec ces métaux produira.
Dans cette section, nous appliquerons ce qui a été indiqué dans les sections précédentes pour calculer la force électromotrice nette d'une cellule construite avec d'autres métaux.
Comme exemple d'application, nous considérons une cellule galvanique de fer (Fe) et de cuivre (Cu). A titre de données, les réactions de réduction suivantes et leur potentiel de réduction standard sont donnés, c'est-à-dire à 25 ° C et concentration 1M:
Fe 2+ (ac) + 2 e - → Fe (s). Réseau E1 = -0,44 V
Cu 2+ (ac) + 2 e - → Cu (s). E2 rouge = +0,34 V
Il est demandé de trouver la force électromotrice nette produite par la cellule galvanique suivante:
Fe (s) -Fe 2+ (aq) (1M) - Cu 2+ (aq) -Cu (s)
Dans cette cellule, le fer est oxydant et est l'anode de la cellule galvanique, tandis que le cuivre est réducteur et constitue la cathode. Le potentiel d'oxydation du fer est égal mais opposé à son potentiel de réduction, c'est-à-dire E1 oxd = +0,44.
Pour obtenir la force électromotrice produite par cette cellule galvanique, on ajoute le potentiel d'oxydation du fer avec le potentiel de réduction du cuivre:
emf = E1 oxd + E2 rouge = -E1 rouge + E2 rouge = 0,44 V + 0,34 V = 0,78 V.
La cellule galvanique au quotidien
Les cellules galvaniques à usage quotidien ont une forme très différente de ce qui est utilisé comme modèle didactique, mais leur principe de fonctionnement est le même.
La pile la plus couramment utilisée est la pile alcaline de 1,5 V dans ses différentes présentations. Le premier nom vient parce qu'il s'agit d'un ensemble de cellules connectées en série afin d'augmenter la force électromotrice.
Les batteries rechargeables au lithium sont également basées sur le même principe de fonctionnement que les cellules galvaniques et sont celles utilisées dans les smartphones, montres et autres appareils.
De la même manière, les batteries au plomb pour automobiles, motos et bateaux sont de 12V et reposent sur le même principe de fonctionnement de la cellule galvanique.
Les cellules galvaniques sont utilisées en esthétique et en régénération musculaire. Il existe des soins du visage qui consistent à appliquer du courant à travers deux électrodes en forme de rouleau ou de sphère qui nettoient et tonifient la peau.
Des impulsions de courant sont également appliquées pour régénérer les muscles chez les personnes en état de prostration.
Construction d'une cellule galvanique maison
Il existe de nombreuses façons de construire une cellule galvanique maison. L'un des plus simples consiste à utiliser du vinaigre comme solution, des clous en acier et des fils de cuivre.
matériaux
-Gobelets en plastique jetables
-Vinaigre blanc
-Deux vis en acier
-Deux morceaux de fil de cuivre nu (sans isolation ni vernis)
-Un voltmètre
Processus
-Remplissez ¾ parties du verre de vinaigre.
-Joindre les deux vis en acier avec plusieurs tours de fil, laissant un morceau de fil déroulé.
L'extrémité déroulée du fil de cuivre est pliée en forme de U inversé de sorte qu'elle repose sur le bord du verre et les vis sont immergées dans le vinaigre.
Figure 3. Cellule galvanique et multimètre faits maison. Source: youtube.com
Un autre morceau de fil de cuivre est également plié en U inversé et est accroché sur le bord du verre dans une position diamétralement opposée aux vis immergées, de sorte qu'une partie du cuivre est à l'intérieur du vinaigre et l'autre partie du fil de cuivre est à l'extérieur. du verre.
Les extrémités libres des fils du voltmètre sont connectées pour mesurer la force électromotrice produite par cette simple cellule. La force électromotrice de ce type de cellules est de 0,5 V. Pour égaliser la force électromotrice d'une pile alcaline, il est nécessaire de construire deux autres cellules et de joindre les trois en série, de sorte qu'une pile de 1,5 V soit obtenue
Références
- Borneo, R. Cellules galvaniques et électrolytiques. Récupéré de: classdequimica.blogspot.com
- Cedrón, J. Chimie générale. PUCP. Récupéré de: corinto.pucp.edu.pe
- Farrera, L. Introduction à l'électrochimie. Département de physicochimie UNAM. Récupéré de: depa.fquim.unam.mx.
- Wikipédia. Cellule électrochimique. Récupéré de: es.wikipedia.com.
- Wikipédia. Pile galvanique. Récupéré de: es.wikipedia.com.