équilibres électro-chimiques

Réaction électrochimique : oxydo-réduction - rédox

degré d'oxydation :

• \(0\) : élément pur

• charge de l'ion monomatomique

• \(1\) Alcalin

• \(-1\) Fluor

• \(2\) Alcalino-terreux + Zn, Cd

• \(1\) hydrogène lié à un non-métal

• \(-1\) hydrogène lia à un métal

• \(-2\) oxygène (sauf les peroxydes →\(-1\))

Réaction rédox

• oxydation : \(B = B_{(aq)}^+ + e^−\) : anode, perte d’électrons, degré augmente

• réduction : \(A_{(aq)} + e^− = A^−\) : cathode, gain d'électrons, degré diminue

• \(E_{eq,anode}^\circ<E_{eq,cathode}^\circ\), anode → cathode

• oxydant : accepte des électrons, se réduit

• réducteur : donne des électrons, s'oxyde

• \(z\) nombre d'électrons échangés
  Compléter demi réaction :
  

Cellule électrochimiques (pile)

• oxydation : anode, réduction : cathode

• circulation electrons dans circuits extérieurs

• fourni de l'énergie : dessine anode - cathode
  réaction acide/base, précipitation : pas applicable

• \(E = E^o-\frac{RT}{zF}\ln(Q_{a})\)

  • équilibre : \(E=0\) et \(Q_{a}=K_{a}\)

Équilibre électrochimique

• avec \(F=q_{e}N_{A}=96\,485\,C /mol\)

• Force électro-motrice standart : \(E_{eq}^\circ=E_{eq, cathode}^\circ-E_{eq, anode}^\circ\)
  \(F\) constante de Faraday, \(\phi\) potentiel électrique

• équilibre électrochimique : \(\Delta_{r}G_{T,p,\phi}^*:=\sum v_{i}\mu^*_{i}=0\)

  • \(G^*:=G+zF\phi\) et \(\mu^*_{i} :=\mu_{i}+z_{i}F\phi_{i}\)

• équilibre électrochimique : pas de courant :

• 1ere loi de Nernst : \(\Delta \phi_{eq}=E_{eq}=-\frac{\Delta_{r}G}{zF}\) (potentiel standard de la cellule)

• 2ere loi de Nernst : \(E_{eq}=E_{eq}^\circ +\frac{RT}{zF} \ln\left( \frac{a_{ox}^{v_{ox}}}{a_{r ed}^{v_{re d}}} \right)\)

  • pour métal M : \(E_{eq} = E^\circ_{eq} + \frac{RT}{zF}\ln a_{M^z}+zF\)

• Tableau Nernst et échelle rédox :

  • \(M^{z+}_{aq}+ze^-=M(s)\) (écrit dans le sens de réduction)

• Loi de Faraday : \(R=\frac{iM}{zF}\)