Cellules et demi-cellules électrochimiques

Ces demi-cellules sont ensuite connectées à l’aide d’une clé électrolytique. Il sert à permettre la circulation des électrons et donc à maintenir le contact électrique entre les électrodes. Schématiquement, la construction d’une cellule galvanique peut être décrite comme suit : anode | électrolyte anodique || électrolyte cathodique | cathode Dans de telles notations, les lignes verticales indiquent les limites de phase et les lignes doubles indiquent la clé électrolytique. Aussi, il faut faire attention à l’ordre dans lequel les réactifs sont notés, toujours en commençant par la réaction de réduction à gauche, puis suivie de la réaction d’oxydation.

L’énergie dans la cellule

Dans les cellules galvaniques, l’énergie est générée à la suite de réactions chimiques spontanées. Un appareil avec une application similaire, mais dans lequel la réaction est forcée en appliquant une source de courant continu externe, est l’électrolyseur. Comme son nom l’indique, il conduit les processus d’électrolyse. Toutes les batteries disponibles sont des cellules galvaniques. Ce sont des piles sèches, des piles au mercure, des piles nickel-cadmium, qui servent à alimenter des appareils électriques. Les réactions spontanées qui se produisent à l’intérieur se produisent en raison de l’introduction de substances appropriées dans le processus de production.

Les réactions aux électrodes

Pendant le fonctionnement de la cellule, des processus d’oxydation et de réduction ont lieu au niveau des électrodes individuelles. Les électrons libérés lors de l’oxydation, présents dans une seule demi-cellule, affluent vers l’autre demi-cellule, où ils provoquent une réaction de réduction. L’électrode à laquelle la réduction a lieu s’appelle la cathode, tandis que l’anode est l’électrode à laquelle l’oxydation a lieu. Visuellement, l’anode a toujours un signe moins et les électrons de l’anode s’écoulent vers la cathode avec un signe positif. Comme la charge positive correspond à une valeur de potentiel plus élevée, la cathode présente un potentiel plus élevé que l’anode.

Demi-cellules

Une demi-pile peut être composée d’au moins deux phases. L’une d’elles, l’électrode, conduit les électrons. Le second est responsable de la conductivité ionique et se présente sous la forme d’un électrolyte en solution ou à l’état fondu. A la frontière de ces phases, il existe un arrangement spécifique d’électrons, d’ions et de dipôles déterminé par des interactions électrostatiques, parfois également combinées à l’adsorption d’ions et de molécules dipolaires.

Demi-cellules de type I

Les demi-cellules de type I comprennent toutes les demi-cellules les plus courantes, qui sont formées à la suite de l’introduction d’une électrode métallique dans une solution saline contenant des cations du même métal. Des exemples de tels systèmes sont : la demi-pile en zinc Zn ²⁺ |Zn et la demi-pile en cuivre Cu ²⁺ |Cu. Ce type de demi-cellules est également connu sous le nom de cation-réversible, car la réaction médiée par les cations s’équilibre à sa surface d’électrode. Les demi-cellules à gaz appartiennent aux demi-cellules de type I. Dans de tels systèmes, le gaz est en équilibre avec ses ions en présence d’un métal chimiquement inerte. Son rôle est de transférer des électrons sans être un réactif dans la réaction. Cependant, il peut être son catalyseur. À cette fin, le platine est souvent utilisé. L’exemple le plus important d’une demi-pile à gaz est la demi-pile à hydrogène. Un courant d’hydrogène gazeux traverse une solution aqueuse contenant des ions H ⁺ . La notation symbolique de la demi-cellule est la suivante : Pt | H ₂ (g) | H ⁺ (c) C’est une demi-pile importante dans un contexte de recherche car son potentiel standard est supposé égal à 0 V. Ceci est dû à l’activité de l’hydrogène et des ions hydrogène égal à un. Ainsi, l’électrode à hydrogène est utilisée comme électrode de référence standard. Les potentiels des autres demi-cellules sont déterminés par rapport au potentiel de l’électrode à hydrogène. C’est aussi une électrode réversible cationique. En revanche, d’autres électrodes gazeuses peuvent établir un équilibre avec l’anion. D’où leur nom – électrodes réversibles anioniques. De telles demi-cellules comprennent par exemple : Cl ₂ (g)|Cl ^– (c)

Demi-cellules de type II

Le type suivant de demi-cellules a une structure composée de métal, qui est recouverte d’une couche poreuse d’un sel peu soluble de ce métal. Un tel système est immergé dans une solution d’un sel hautement soluble ayant le même anion que le sel peu soluble. Ce schéma est noté : métal | sel peu soluble | anion commun, par exemple : Ag | AgCl | Cl ^– Ce sont des électrodes anioniques communes réversibles et leur potentiel dépend de l’activité de ces ions, dans ce cas le chlorure. En raison du fait que les électrodes de type II sont caractérisées par la réversibilité, la durabilité et le potentiel constant, elles sont souvent utilisées comme électrodes de référence lors de la mesure des potentiels d’autres demi-cellules. Deux d’entre eux sont les plus couramment utilisés à cette fin – l’électrode au chlorure d’argent déjà mentionnée et l’électrode au calomel constituée de mercure recouvert d’une pâte de calomel avec un mélange de mercure immergé dans une solution contenant des anions chlorure : Hg | _{Hg2Cl2 |} ^Cl-

Demi-cellules redox

Malgré le nom quelque peu trompeur, puisque toutes les demi-cellules sont caractérisées par des réactions redox, ce groupe est réservé aux demi-cellules dans lesquelles un métal chimiquement inactif (Pt, Au) est immergé dans une solution contenant une substance à la fois sous forme oxydée et réduite. . Un exemple est la demi-cellule de quinhydrone, constituée d’une électrode de platine immergée dans une solution de quinhydrone. Une telle solution contient le même nombre de moles de quinone et d’hydroquinone.

Types de cellules

Les cellules les plus simples sont constituées de demi-cellules ayant le même électrolyte. Cependant, il y a aussi ceux dans lesquels les demi-cellules individuelles contiennent des solutions différentes. Un exemple d’une telle cellule est la cellule de Daniell, dont le schéma peut être noté comme suit : Zn | Zn2 ⁺ || Cu ²⁺ | Cu L’anode est constituée d’une électrode de zinc immergée dans une solution aqueuse de sulfate de zinc, tandis que l’anode est une électrode de cuivre immergée dans une solution aqueuse de sulfate de cuivre . Les deux demi-cellules sont reliées par une clé électrolytique et elles ne sont pas en contact direct l’une avec l’autre. Les cellules peuvent être divisées en cellules chimiques et cellules de concentration. Dans les cellules chimiques, le processus spontané est une réaction d’oxydo-réduction, dans laquelle l’énergie d’une réaction chimique est convertie en énergie électrique. Les cellules de concentration se caractérisent par l’utilisation des mêmes électrodes et électrolytes de différentes concentrations. Après que ces demi-cellules sont court-circuitées, un processus spontané se produit pour égaliser les concentrations. Le processus est la source du travail électrique. Il existe également des cellules de concentration d’électrodes dans lesquelles les électrodes gazeuses diffèrent en concentration les unes des autres, par exemple des électrodes gazeuses qui diffèrent en pression de gaz. Il peut également s’agir d’électrodes à amalgame avec différentes concentrations d’amalgame.