CELLULES ÉLECTROCHIMIQUES: COMPOSANTS, FONCTIONNEMENT, TYPES, EXEMPLE - CHIMIE - 2025

Les cellules électrochimiques sont des dispositifs dans lesquels passent des réactions chimiques où l'énergie chimique est convertie 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. Généralement, 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, qui se transforme en cations métalliques.

Schéma d'une cellule électrochimique de Daniel. Source: Rehua

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 Zn ²⁺ dans le milieu aqueux. Cela se produit dans le conteneur ZnSO ₄ sur la gauche.

A droite, la solution contenant du CuSO ₄ est réduite, transformant les cations Cu ²⁺ en cuivre métallique déposé sur l'électrode de cuivre. Au cours du développement de cette réaction, les électrons traversent un circuit externe activant ses mécanismes; et donc, fournir de l'énergie électrique pour le fonctionnement d'une équipe.

Composants de cellules électrochimiques

Électrodes

Des 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 en fonction de 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, d'un matériau inerte, comme cela se produit 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.

Dissolution d'électrolyte

La solution qui entoure les électrodes joue également un rôle important, car elle est enrichie d'électrolytes forts; tels que: KCl, KNO ₃, NaCl, etc. Ces ions favorisent, dans une certaine mesure, la migration des électrons de l'anode vers la cathode, ainsi que leur conduction à travers le 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 d'ions plus faible. C'est pourquoi les cellules électrochimiques ont une forte dissolution électrolytique parmi leurs composants.

Pont salin

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, au fur et à mesure que les cations sont réduits; dans le cas de la cellule Daniel, les cations Cu ²⁺ sont déposés 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 compartiment de la cathode, les cations du pont salin vont migrer, soit K ⁺ soit Zn ²⁺, pour supplanter le Cu ²⁺ consommé. Pendant ce temps, les anions NO ₃ ^- migreront du pont salin vers le compartiment anodique, pour neutraliser la concentration croissante de cations Zn ²⁺.

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.

Types de cellules électrochimiques et leur fonctionnement

Le fonctionnement d'une cellule électrochimique dépend de son type. Il existe essentiellement deux types: galvanique (ou voltaïque) et électrolytique.

Galvanique

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 est transformé 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.

Électrolytique

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 électrolytiques et en même temps galvaniques: elles sont rechargées pour inverser leurs réactions chimiques et rétablir les conditions initiales de réutilisation.

Exemples

La cellule de Daniel

L'équation chimique suivante correspond à la réaction dans la cellule de Daniel où participent le zinc et le cuivre:

Zn (s) + Cu ²⁺ (aq) → Zn ²⁺ (aq) + Cu (s)

Mais les cations Cu ²⁺ et Zn ²⁺ ne sont pas seuls mais accompagnés des anions SO ₄ ^2-. Cette cellule peut être représentée comme suit:

Zn - ZnSO ₄ - - CuSO ₄ - 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. Au fur et à mesure que Cu ²⁺ est déposé sous forme de Cu, la couleur bleue de la solution de CuSO ₄ s'estompe progressivement.

Cellule à hydrogène platine

Imaginez une cellule qui consomme de l'hydrogène gazeux, produit de l'argent métallique et en même temps fournit de l'électricité. Il s'agit de la cellule platine et hydrogène, et sa réaction générale est la suivante:

2AgCl (s) + H ₂ (g) → 2Ag (s) + 2H ⁺ + 2Cl ^-

Ici, dans le compartiment anodique, nous avons une électrode de platine inerte, immergée dans l'eau et pompée dans de l'hydrogène gazeux. H ₂ est oxydé 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, H ₂ - H ⁺ - - Cl ^-, AgCl - Ag

Cellule Downs

Et enfin, parmi les cellules électrolytiques, nous avons celle du chlorure de sodium fondu, mieux connue sous le nom de cellule de Downs. Ici, l'électricité est utilisée pour déplacer un volume de NaCl fondu à travers les électrodes, provoquant ainsi les réactions suivantes:

2Na ⁺ (l) + 2e ^- → 2Na (s) (cathode)

2Cl ^- (l) → Cl ₂ (g) + 2e ^- (anode)

2NaCl (l) → 2Na (s) + Cl ₂ (g) (réaction globale)

Ainsi, grâce à l'électricité et au chlorure de sodium, du sodium métallique et du chlore gazeux peuvent être préparés.

Références

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