Fiche de révision : Électrochimie

Les notions de cette fiche

• Courbes intensité-potentiel, corrosion et protection des métaux — Passer de la thermodynamique à la cinétique électrochimique. Tracé et lecture d'une courbe intensité-potentiel : branche anodique et branche cathodique, potentiel d'équilibre, surtension à vide, système rapide et système lent, palier de diffusion imposé par le transport du réactif jusqu'à l'électrode. Prévision du fonctionnement d'un électrolyseur et d'une pile par superposition des courbes des deux électrodes : tension à vide, tension à appliquer, rendement faradique. Application à la corrosion humide : corrosion uniforme et corrosion galvanique par contact entre deux métaux, rôle du dioxygène dissous, passivation. Protections : revêtement, anode sacrificielle, protection par courant imposé, et le critère qui les distingue.
• Diagrammes potentiel-pH : construction et lecture — Construire et exploiter le diagramme potentiel-pH d'un élément. Conventions de tracé, qui ne sont pas des lois mais des choix à énoncer : concentration de tracé de l'élément dissous, pression de tracé des espèces gazeuses, convention de frontière entre deux formes solubles. Attribution des domaines aux espèces par degré d'oxydation croissant vers le haut et par acidité décroissante vers la droite ; domaine d'EXISTENCE d'un solide, domaine de PRÉDOMINANCE d'une espèce dissoute. Les trois familles de frontières et leur équation : verticale (échange de protons seuls, précipitation d'un hydroxyde à partir du produit de solubilité), horizontale (échange d'électrons seuls, relation de Nernst à la concentration de tracé), oblique (échange couplé de protons et d'électrons, pente égale à moins le produit de la pente de Nernst par le rapport du nombre de protons au nombre d'électrons). Superposition avec le diagramme de l'eau : domaine de stabilité de l'eau, prévision d'une corrosion ou d'une dismutation par disjonction de domaines, et pourquoi une réaction thermodynamiquement prévue peut rester inobservable faute de vitesse.

À maîtriser avant de commencer

Ces notions sont utilisées ici. Relisez-les si l’une d’elles vous échappe.

• Pile électrochimique — Constitution d'une pile (deux demi-piles, pont salin), anode/cathode, polarité, sens du courant et des électrons, capacité électrique Q = n(e⁻) F, usure.
• Électrolyse et accumulateurs — Transformation forcée, réactions aux électrodes, polarité inversée par rapport à la pile, recharge d'un accumulateur, électrolyse de l'eau.
• Vitesse de réaction et facteurs cinétiques — Transformation lente/rapide, facteurs cinétiques (température, concentration, catalyseur), vitesse volumique de disparition/apparition, temps de demi-réaction.
• Loi d'Ohm — U = R I pour un conducteur ohmique, résistance en ohm, caractéristique U(I) linéaire, association de résistances.
• Intensité et tension — Intensité (A, ampèremètre en série), tension (V, voltmètre en dérivation), branchement des appareils de mesure.
• Potentiel d'électrode et relation de Nernst — Couple oxydant/réducteur et potentiel standard rapporté à l'électrode standard à hydrogène ; relation de Nernst pour un couple en solution ; prévision du sens d'évolution d'une réaction d'oxydoréduction et calcul de sa constante d'équilibre à partir des potentiels standard ; force électromotrice d'une pile et lien avec l'enthalpie libre de réaction ; influence du pH et d'une précipitation sur un potentiel ; lecture d'un diagramme potentiel-pH (domaines de prédominance et d'existence, frontières).
• Oxydants, réducteurs et réactions d'oxydoréduction — Couple Ox/Red, demi-équation électronique, transfert d'électrons, équation d'oxydoréduction en milieu acide, nombre d'oxydation (introduction).
• Acides, bases et pH — Échelle de pH (0-14), solutions acides, basiques, neutres, ions H⁺ et HO⁻, effet de la dilution, sécurité.
• Couples acide-base de Brønsted — Acide = donneur de proton, base = accepteur, couple acide/base, demi-équations protoniques, réaction acide-base, couples de l'eau, ion oxonium H₃O⁺.
• Dissolution et solubilité — Soluté, solvant, solution ; solution saturée ; solubilité et influence de la température ; conservation de la masse à la dissolution.
• État d'équilibre et constante d'équilibre — Transformation non totale, équilibre dynamique, quotient de réaction Q_r, constante K, taux d'avancement final, sens d'évolution spontané.
• Concentration en quantité de matière et dilution — C = n / V (mol/L), lien C_m = C × M, dilution : C₀ V₀ = C V, facteur de dilution, préparation par dilution (fiole jaugée, pipette).
• Fonction logarithme népérien — Réciproque de l'exponentielle, ln(ab) = ln a + ln b, ln(a^n) = n ln a, variations, dérivée 1/x, résolution d'équations e^x = k.
• Produit de solubilité et condition de précipitation — Équilibre de dissolution d'un solide ionique peu soluble, produit de solubilité et pKs ; solubilité en eau pure pour une stœchiométrie quelconque, et pourquoi deux sels de stœchiométries différentes ne se comparent pas par leurs seuls produits de solubilité ; effet d'ion commun ; condition d'apparition d'un précipité par comparaison du quotient de réaction au produit de solubilité, et concentration seuil de précipitation ; domaine d'existence du solide et lecture d'une courbe de solubilité ; influence du pH et d'une complexation sur la solubilité d'un hydroxyde ou d'un sel d'acide faible ; précipitations sélectives et dosages par précipitation.

S’entraîner sur ces notions

• S’entraîner : Courbes courant-potentiel et potentiel mixte
• S’entraîner : Diagrammes potentiel-pH

Pour aller plus loin

• Chimie de coordination
• Chimie organique
• Cinétique chimique
• Matériaux et diagrammes binaires
• Oxydoréduction en solution aqueuse
• Thermodynamique chimique
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