Les cellules électrochimiques constituent l’épine dorsale des batteries et de nombreux appareils électroniques. Leurs performances dépendent du potentiel électrochimique, E°, qui quantifie la force motrice des réactions redox qui génèrent du courant.
E° représente la tension qu'une demi-cellule produirait si elle était connectée à une électrode de référence idéale. Lorsque deux demi-cellules sont combinées dans une cellule galvanique, le potentiel global de la cellule, Ecellule , est la différence entre les potentiels de cathode (réduction) et d'anode (oxydation).
Considérons les deux demi-réactions suivantes qui apparaissent dans une pile AA alcaline typique :
Étape 1 :Identifiez la direction spontanée. La première réaction a une amplitude inférieure (0,382 V) et est plus susceptible de se produire sous forme de réduction à la cathode. Par conséquent, la réaction du zinc doit être inversée pour servir d'oxydation à l'anode.
L'inversion de la demi-réaction du zinc donne :
Zn(OH)2 (s) + 2e – → Zn(s) + 2OH – E° =–1.221V
Étape 2 :Équilibrez les électrons. La demi-réaction du zinc nécessite deux électrons, tandis que la demi-réaction du manganèse n’en fournit qu’un. Multipliez la réaction du manganèse par 2 :
2MnO2 (s) + 2H2 O + 2e – → 2MnOOH(s) + 2OH – E° =+0.764V
Étape 3 : Sommez les potentiels ajustés :
Ecellule =(+0,764 V) + (–1,221 V) =–0,457 V
Ainsi, la réaction globale n'est pas spontanée et nécessiterait une tension externe pour fonctionner, comme prévu pour une pile alcaline lorsqu'elle est complètement chargée.
Les cellules galvaniques sont constituées de deux demi-cellules séparées par un pont salin ou une membrane qui permet le flux d'ions tout en empêchant le mélange direct des réactifs. Les ponts salins typiques utilisent des électrolytes inertes tels que K2 SO4 , qui maintiennent la neutralité des charges.
A la cathode, une réduction se produit (gain d'électrons). A l'anode, une oxydation se produit (perte d'électrons). Un mnémonique utile est OILRIG :L'oxydation est une perte d'électrons, La réduction est un gain d'électrons.
Pour tenir compte des concentrations non idéales, l'équation de Nernst ajuste Ecellule comme suit :
\[E_{cellule} =E^{\circ}_{cellule} - \frac{RT}{zF} \ln Q\]
où R est 8,314Jmol –1 K –1 , T est la température en Kelvin, z est le nombre d'électrons transférés, et Q est le quotient de réaction :
\[Q =\frac{[produits]^{\text{coefficients}}}{[réactifs]^{\text{coefficients}}}\]
L'utilisation de l'équation de Nernst permet de prédire avec précision le potentiel cellulaire dans des conditions de fonctionnement réelles.
Contrairement aux cellules galvaniques, les cellules électrolytiques nécessitent une source d'alimentation externe pour générer des réactions non spontanées. Ils utilisent les mêmes principes de base mais fonctionnent avec une cellule Ecellule négative. . Les exemples courants incluent la galvanoplastie et la décomposition de l'eau.
La maîtrise du calcul des potentiels électrochimiques est essentielle pour concevoir des batteries, des piles à combustible et un large éventail de technologies électrochimiques. En équilibrant soigneusement les demi-réactions, en ajustant les potentiels et en appliquant l'équation de Nernst, les ingénieurs peuvent prédire et optimiser les performances des cellules en toute confiance.
Pour des études plus approfondies, consultez des manuels d'électrochimie standard ou des ressources telles que la page Wikipédia sur l'électrochimie . .