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Conversions de l'énergie chimique

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Introduction :

Ce cours abordera les conversions de l’énergie chimique.

Dans un premier temps, nous définirons ce qu’est la combustion, puis nous aborderons les réactions d’oxydoréduction en général.
Enfin, nous étudierons la principale application des réactions d’oxydoréduction, la pile électrochimique.

La combustion

Définition

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Définition

Énergie chimique :

L’énergie chimique est l’énergie libérée par une molécule lors d’une réaction chimique. Elle est liée à la rupture ou à la formation de liaisons covalentes dans une molécule.

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Exemple

Comme toutes les autres formes d’énergie, l’énergie chimique peut être convertie en une autre forme d’énergie :

  • l’énergie chimique peut être transformée en énergie thermique et lumineuse lors de la combustion d’une bûche ;
  • elle peut être transformée en énergie mécanique ; ainsi dans l’organisme humain, le glucose est consommé par les muscles qui peuvent ainsi fonctionner ;
  • elle peut être transformée en énergie électrique ; c’est sur ce principe que fonctionnent les piles.

La combustion : une réaction chimique particulière

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Définition

Combustion :

Une combustion est une réaction chimique au cours de laquelle le dioxygène consume un autre réactif que l’on appelle le combustible.

Une réaction de combustion libère de l’énergie sous forme de chaleur, on qualifie ce type de réaction de réaction exothermique.

Enfin, une combustion est une réaction d’oxydoréduction, mais nous reviendrons sur ce type de réactions dans un instant.

On se limite ici à la combustion des hydrocarbures.

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Propriété

La combustion des hydrocarbures libère, lorsqu’elle est totale, du dioxyde de carbone ($\text{CO}_2$) et de l’eau ($\text{H}_2\text{O}$).

Pour écrire l’équation de réaction d’une combustion, il faut appliquer la règle de conservation du nombre d’atomes dans une réaction chimique.

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Exemple

Voici la réaction de combustion complète du butane :

Deux molécules de butane réagissent avec 13 molécules de dioxygène ; il se forme alors 8 molécules de dioxyde de carbone et 10 molécules d’eau.

$2\text{C}_{4}\text{H}_{10} + 13 \text{O}_{2}\rightarrow8 \text{CO}_{2} + 10 \text{H}_{2}\text{O}$

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À retenir

Les combustions incomplètes sont dues à l’insuffisance de dioxygène, on assiste alors à la formation d’eau, de carbone et de monoxyde de carbone (un gaz très toxique et impossible à déceler à moins d’analyses car il est incolore et inodore).

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Exemple

S’il n’y a que 7 atomes de dioxygène pour 2 de butane, il se forme 4 atomes de carbone, 4 molécules de monoxyde de carbone et 10 d’eau.

$2\text{C}_{4}\text{H}_{10} + 7\text{O}_{2}\rightarrow 4\text{C} + 4\text{CO} + 10\text{H}_{2}\text{O}$

Énergie libérée par une combustion

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Propriété

L’énergie libérée par une réaction de combustion est égale au produit de l’énergie molaire de combustion du combustible par le nombre de moles de celui-ci :

$\text{E}_{\text{lib.}}=n\times \text{E}_{\text{m comb}}$

  • L’énergie libérée $\text{E}_{\text{lib.}}$ est exprimée en Joule ($\text{J}$)
  • $n$ est exprimé en mole

L’énergie molaire de combustion ($\text{E}_{\text{m comb}}$) est l’énergie libérée par une mole de réactif (autrement dit de combustible) elle est en joules par mole ($\text{J}\cdot \text{mol}^{-1}$).

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Exemple

La combustion de 5 moles de butane, qui a une énergie molaire de combustion de 2800 kilojoules par moles, libère une énergie de 14 000 kilojoules :

$\text{E}_{\text{lib}} = 5\times2800 = 14000\ \text{kJ}$

La réaction d’oxydoréduction

Les oxydants et les réducteurs

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Définition

Réaction d’oxydoréduction :

Une réaction d’oxydoréduction est un échange d’électrons entre deux espèces chimiques appelées oxydant et réducteur.

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Exemple

Dans une combustion l’oxydant est l’oxygène.

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Définition

Oxydant :

Un oxydant est une espèce chimique qui peut capter un ou plusieurs électrons.

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Exemple

L’ion fer II ($\text{Fe}^{2+}$) est un oxydant car en captant deux électrons il devient un atome de Fer métallique ($\text{Fe}$). De même pour l’ion nickel II $\text{Ni}^{2+}$ qui en captant deux électrons devient un atome de nickel métallique ($\text{Ni}$).

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Définition

Réducteur :

Un réducteur est une espèce chimique qui peut céder un ou plusieurs électrons.

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Exemple

Le Fer métallique $\text{Fe}$ est un réducteur car en cédant deux électrons il se transforme en ion $\text{Fe}^{2+}$. De même pour le nickel métallique $\text{Ni}$ qui en cédant deux électrons se transforme en ion nickel $\text{Ni}^{2+}$.

Les couples redox

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Définition

Couple redox :

L’oxydant et le réducteur d’un même élément chimique forment un couple redox, on peut passer de l’un à l’autre par échange d’électrons.

Par convention on note l’oxydant (Ox) en premier et le réducteur (Red) en second : Ox/red

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Exemple

Dans le couple redox $\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}$, $\text{Fe}^{2+}$ est l’oxydant et $\text{Fe}$ le réducteur.

Dans le couple redox $\text{Ni}^{2+}/\text{Ni}$, $\text{Ni}^{2+}$ est l’oxydant et $\text{Ni}$ le réducteur.

  • Pour schématiser l’échange d’électrons entre l’oxydant et le réducteur d’un couple redox, on écrit une demi-équation redox sous la forme suivante :

L’oxydant + nélectrons donne le réducteur Ox + ne- = Red

  • les électrons sont notés $e^-$ ;
  • le signe égal signifie que la réaction peut s’effectuer dans les deux sens ;
  • le n est un coefficient stœchiométrique qui permet de savoir combien d’électrons sont échangés, ce qu’on détermine en équilibrant les charges.
  • Voici la demi-équation redox du couple $\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}$ :

$\text{Fe}^{2+} + 2e^- = \text{Fe}$

  • Et la demi-équation redox du couple $\text{Ni}^{2+}/\text{Ni}$ :

$\text{Ni}^{2+} + 2e^- = \text{Ni}$

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Attention

Les demi-équations doivent respecter les règles de conservation des éléments et des charges.

Pour équilibrer des demi-équations parfois difficiles, être méthodique est indispensable.

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Exemple

Voici comment équilibrer le couple dichromate/chrome :

$\text{Cr}_{2}{\text{O}_{7}}^{2-}/\text{Cr}^{3+}$

  • On commence par équilibrer les atomes autres que ceux d’hydrogène et d’oxygène.

Il y a deux atomes de chrome à gauche de l’équation, il en faut donc deux à droite.

$\text{Cr}_{2}{\text{O}_{7}}^{2-}=2\text{Cr}^{3+}$

  • Dans un deuxième temps on équilibre les atomes d’oxygène en rajoutant des molécules d’eau ($\text{H}_2\text{O}$) Comme on part avec sept atomes d’oxygène, il faut ajouter 7 molécules d’eau

$\text{Cr}_{2}{\text{O}_{7}}^{2-}=2\text{Cr}^{3+}+7\text{H}_2\text{O}$

  • Ensuite on équilibre les atomes d’hydrogène en rajoutant des ions H+. Avec deux fois sept atomes d’hydrogène en fin de réaction, il faut ajouter 14 ions H+

$\text{Cr}_{2}{\text{O}_{7}}^{2-}+14\text{H}^+=2\text{Cr}^{3+}+7\text{H}_2\text{O}$

  • Enfin on équilibre les charges, autrement dit en ajoutant des électrons (e-). En fin de réaction on a six charges positives. Mais à gauche de l’équation il y a quatorze charges positives, moins deux charges négatives. Cela fait douze charges positives. Pour redescendre à 6, et ainsi équilibrer l’équation, il faut donc ajouter six électrons.

$\text{Cr}_{2}{\text{O}_{7}}^{2-}+14\text{H}^++6e^-=2\text{Cr}^{3+}+7\text{H}_2\text{O}$

Réactions d’oxydoréduction

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À retenir

Lors d’une réaction d’oxydoréduction il y a deux réactions en une : une réduction et une oxydation.

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Propriété

Durant une réduction il y a un gain d’électrons, et un oxydant est réduit.

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Exemple

Par exemple, l’oxydant $\text{Fe}^{2+}$ est réduit pour donner le réducteur $\text{Fe}$

$\text{Fe}^{2+}+2e-\rightarrow \text{Fe}$

Durant une oxydation il y a une perte d’électrons, et un réducteur est oxydé.

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Exemple

Par exemple, le réducteur aluminium $\text{Ni}$ est oxydé pour donner l’oxydant $\text{Ni}^{2+}$

$\text{Ni}\rightarrow \text{Ni}^{2+} + 2e^-$

Schéma général d’une réaction d’oxydoréduction Schéma général d’une réaction d’oxydoréduction

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Définition

Réaction d’oxydoréduction :

Une réaction d’oxydoréduction est une réaction au cours de laquelle des électrons sont échangés entre deux espèces appartenant à deux couples redox, il s’agit de la réaction entre l’oxydant d’un couple et le réducteur d’un autre couple. Pour deux couples redox notés $\text{Ox}_1/\text{Red}_1$ et $\text{Ox}_2/\text{Red}_2$ on a la réaction :

$\text{Ox}_1 + \text{Red}_2 = \text{Red}_1 + \text{Ox}_2$

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Exemple

Par exemple entre les 2 couples $\text{Ni}^{2+}/\text{Ni}$ et $\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}$, on a la réaction :

$\text{Ni}^{2+}+ \text{Fe} = \text{Ni} + \text{Fe}^{2+}$

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À retenir

Les équations d’oxydoréduction doivent respecter la conservation des charges, donc si les demi-équations redox ne mettent pas en jeu le même nombre d’électrons, il faut appliquer un coefficient multiplicateur.

Voici la méthode à appliquer :

  • bien identifier l’oxydant du 1er couple et le réducteur du 2e couple et écrire pour chaque couple la demi-équation redox correspondante
  • multiplier les deux demi-équations redox si nécessaire pour avoir le même nombre d’électrons de part et d’autre
  • ajouter les deux demi-équations
  • penser à éliminer les molécules qui se trouvent des deux côtés de la réaction (surtout l’eau et les ions H+).
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Attention

Une équation finale bien équilibrée ne doit pas comporter d’électrons.

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Exemple

En prenant l’exemple l’oxydation du fer métallique par les ions dichromate, on a en présence les deux couples redox dichromate/chrome et ion fer II/fer

$\text{Cr}_2{\text{O}_{7}}^{2-}/\text{Cr}^{3+}$

et

$\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}$

Dans la réaction d’oxydoréduction correspondante, l’ion dichromate $\text{Cr}_2\text{O}_{7^{2-}}$ est l’oxydant et le Fer métallique le réducteur (il va s’oxyder).

On écrit donc pour chaque couple la demi-équation redox qui intervient dans la réaction :

  • Pour le couple $\text{Cr}_2{\text{O}_{7}}^{2-}/\text{Cr}^{3+}$ , c’est la demi-équation de réduction de l’oxydant $\text{Cr}_2{\text{O}_{7}}^{2-}$.

$\text{Cr}_2{\text{O}_{7}}^{2-}\rightarrow 2\text{Cr}^{3+}$

Il faut bien sûr équilibrer cette demi-équation.

$\text{Cr}_2{\text{O}_{7}}^{2-}+14\text{H}^++6e^-\rightarrow 2\text{Cr}^{3+}+7\text{H}_2\text{O}$

  • Pour le couple $\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}$, c’est la demi-équation d’oxydation du réducteur $\text{Fe}$.

$\text{Fe}\rightarrow \text{Fe}^{2+}$

Là encore on équilibre la demi-équation.

$\text{Fe}\rightarrow \text{Fe}^{2+}+2e$

Pour avoir le même nombre d’électrons de part et d’autre (en l’occurrence ici 6 électrons), il faut multiplier par 3 la demi-équation correspondant au couple $\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}$.

On obtient alors la demi-équation suivante où trois atomes de fer s’oxydent en trois ions fer II :

$3\text{Fe}\rightarrow 3\text{Fe}^{2+} + 6e^-$

Il faut ensuite ajouter entre elles les 2 demi-équations :

$\small{\frac{(3\text{Fe}\rightarrow 3\text{Fe}^{2+} + 6e^- )+( \text{Cr}_2{\text{O}_{7}}^{2-}+14\text{H}^++6e^-\rightarrow 2\text{Cr}^{3+}+7\text{H}_2\text{O})}{\text{Cr}_2{\text{O}_{7}}^{2-}+14\text{H}^++3\text{Fe}\rightarrow 2\text{Cr}^{3+}+3\text{Fe}^{2+}+7\text{H}_2\text{O}}}$

On élimine les molécules et électrons qui se retrouvent des deux côtés de la réaction. Lorsque l’équation finale est bien équilibrée, aucun électron n’apparaît.

Voyons à présent l’une des applications de la réaction d’oxydoréduction : la pile électrochimique.

La pile électrochimique

La pile

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Définition

Pile électrochimique :

Une pile électrochimique est le siège d’une réaction d’oxydoréduction spontanée (c’est à dire naturelle) entre deux couples redox. Elle permet la conversion de l’énergie chimique en une autre forme d’énergie.

Dans le cas d’une réaction d’oxydoréduction classique, le transfert d’électrons entre oxydant et réducteur est direct. Dans une pile en revanche, chacun des deux couples redox est isolé dans un bécher qui forme une demi-pile chimique. Le transfert d’électrons s’effectue entre deux demi-piles, il est donc indirect.

Une demi-pile est formée lors de la mise en contact de la forme oxydée et de la forme réduite d’une même entité chimique.

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Exemple

Par exemple, on place une tige de métal M dans une solution contenant son cation $M^{n+}$.
Les deux demi-piles sont reliées par un pont salin, contenant des ions, qui assure la continuité du courant électrique ainsi que l’électroneutralité de la matière.

Pile électrochimique Pile électrochimique

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Définition

Électroneutralité :

On parle d’électroneutralité pour la matière lorsque la somme des concentrations des espèces chargées positivement est égale à la somme des concentrations des espèces chargées négativement.

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À retenir

Les ions (autrement dit les anions et cations) contenus dans le pont salin se déplacent :

  • les cations le font dans le sens de l’intensité ($\text{I}$) et donc dans le sens opposé de celui des électrons.
  • les anions se déplacent dans le sens opposé à l’intensité ($\text{I}$) donc dans le sens des électrons.

Dans chacune des deux électrodes a lieu une demi-équation redox, on distingue :

  • d’une part l’anode, où se déroule une oxydation, qui libère donc des électrons ; c’est le pôle négatif de la pile puisqu’il y a un excès d’électrons ;
  • d’autre part la cathode, où se déroule une réduction, qui capte donc des électrons ; c’est le pôle positif de la pile puisqu’elle attire les électrons.

Les électrons se déplacent le long des fils de connexion à l’extérieur de la pile, générant ainsi un courant électrique.

La circulation des électrons se fait de la borne négative vers la borne positive, alors que le sens conventionnel du courant est de la borne positive vers la borne négative.

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Exemple

Prenons un exemple : une pile Daniell est une pile composée d’une électrode de zinc et d’une autre de cuivre :

pile Daniell Pile Daniell

  • le cuivre est la cathode, il s’y déroule une réduction de l’ion cuivre II en cuivre ferreux

$\text{Cu}^{2+} + 2e^-\rightarrow \text{Cu}$

  • le zinc est l’anode, il s’y déroule une oxydation du zinc ferreux en ion zinc 2

$\text{Zn}\rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2e^-$

Les électrons circulent du zinc vers le cuivre et le courant va dans l’autre sens.

L’énergie fournie par une pile

Si la pile débite une intensité I pendant une durée $\Delta t$ alors elle fournit au circuit une charge $\text{Q}$ (qui varie dans le temps puisque la pile se décharge). La variation de la charge est égale à l’intensité dans le temps.

$\Delta Q=I\times \Delta t$

La charge ($\Delta \text{Q}$) est exprimée en coulomb ($\text{C}$) et l’intensité ($\text{I}$) en ampère ($\text{A}$) et le temps ($\Delta t$) en secondes (s).

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Exemple

Si la pile précédente débite 48 250 Coulombs en 24 h, elle délivre alors une intensité égale à 48 250 divisé par 24 fois 3600 (pour convertir les heures en secondes) soit environ 0,56 ampères.

$I=\frac{48250}{24\times3600}\approx 0,56 \text{A}$

À l’extérieur de la pile, dans le circuit, les porteurs de charge sont les électrons.

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Propriété

Une mole d’électrons transporte une charge appelée le faraday (notée F).
Un faraday est égal au nombre d’Avogadro multiplié par la charge de l’électron, deux valeurs constantes.

$1F = N_A\cdot e$

Le nombre d’Avogadro est égal à $6,02.10^{23} \text{mol}^{-1}$

La charge de l’électron est égale à 1,6.10-19 C

$1F=6,02.10^{23}\times 1,6\times 10^{-19}$

Donc un faraday est égal à 96 500 Coulomb par mol ($\text{C}\cdot \text{mol}^{-1}$ )

$1 F = 96 500 \text{C}\cdot \text{mol}^{-1}$

On peut en déduire une deuxième relation :

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Propriété

La variation de la charge est égale à la quantité de matière d'électrons (n(e-)) fournis par le générateur en mole (mol) exprimée en faraday (On cherche une charge, en coulomb, c’est pourquoi on multiplie par la constante de Faraday).

$\Delta \text{Q}=n(e^-)\cdot F$

  • $\text{Q}$ : quantité d'électricité en coulomb (C) ;
  • n(e-): quantité de matière d'électrons fournis par le générateur en mole (mol) ;
  • $F$ : charge par mole d'électron égale à un faraday.
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Exemple

Par exemple, une pile qui libère $5\times 10^{-1}$ mol d’électrons fournit une quantité d’électricité . $Q = 5\times 10^{-1} \times 96500 = 48 250$ C

À partir des deux relations on peut déduire que la quantité de matière d’électrons est égale à la variation de la charge divisée par la constante de Faraday, ou encore qu’elle est égale à l’intensité dans le temps divisée par la constante de faraday :

$n(e^-)=\frac{\Delta \text{Q}}{\text{F}}=\frac{I\cdot \Delta t}{\text{F}}$

Ces relations permettent de déterminer la durée de vie moyenne d’une pile.

Prenons par exemple une pile qui débite 1 mole d’électrons soit une charge Q = 96500 C. Si on désire l’utiliser pour débiter une intensité de 0,1 A en continu, sa durée de vie sera de:

$\frac{\Delta t}=\frac{\text{Q}}{\text{I}}=965000$

Soit 11,1 jours.