Name: using electrode potentials to predict reactions
Uploaded: 2020-09-24T15:06:52.000Z
Duration: 3 min 2 s
Channel: JoVE

Considérez deux conteneurs ayant des niveaux de liquide différents. Une fois connecté, le liquide s'écoule du plus haut au niveau inférieur. En mesurant les niveaux de liquide individuels, la direction d'écoulement peut être prédite.Comparativement, dans une cellule galvanique, connaître les potentiels d'électrode individuels aide à prédire l'oxydant, le réducteur et le débit d'électrons. Ici, chaque demi-cellule a son potentiel d'électrode correspondante. Cependant, le potentiel d'électrode individuelle ne peut pas être mesuré directement mais uniquement la différence de potentiel entre les deux demi-cellules.Alors, comment est-il calculé? Pour déterminer les potentiels d'électrode individuels, une électrode se voit attribuer un potentiel zéro, et les potentiels de l'autre électrode sont mesurés par rapport à lui. L'électrode avec un potentiel nul est l'électrode à hydrogène dans des conditions standard, également appelée électrode à hydrogène standard, ou EHS.L'EHS fonctionne à 25 degres Celsuis, consistant en une électrode de platine inerte partiellement immergée dans de l'acide chlorhydrique 1 molaire et exposé à un courant de d'hydrogène gazeux à 1 atmosphère. Lorsqu'une électrode de zinc est connectée au EHS, sa masse diminue, indiquant son oxydation en ions Zn2 Augmentation simultanée de la production de gaz hydrogène est synonyme une réduction des ions hydrogène. Ainsi, le zinc est l'anode et l'EHS la cathode.Le potentiel d'électrode standard de zinc de 0, 76 V indique un potentiel oxydant plus grand que l'EHS. Cependant, lorsqu'une électrode en cuivre est connectée à l'EHS, sa masse augmente au fur et à mesure que Cu2 est réduit en cuivre. Par conséquent, le cuivre est la cathode et l'EHS est l'anode.Le potentiel de réduction standard du cuivre de 0, 34 V indique un potentiel réducteur plus grand que l'EHS. Les potentiels d'électrode standard fournissent une mesure des oxydations ou des réductions à se produire plus positif, plus la tendance à une réduction sous les nomres standards est grande. La direction et spontanéité d'une réaction redox sont déterminées en examinant les potentiels de l'électrode standard individuelle.Une somme positive des potentiels des électrodes implique une réaction spontanée. Ainsi, pour une cellule galvanique cuivre-zinc avec du zinc comme anode et du cuivre comme cathode et un potentiel de cellule de 1, 10 V, les deux réactions demi-cellulaires se produisent spontanément et directement. Enfin, le potentiel d'électrode standard est une propriété intrinsèque et n'est affectée par aucun changement dans la demi-réaction de stoechiométrie

potentiels d'oxydoréduction

En comparant la réactivité de l'argent et du plomb, on observe que les deux espèces ioniques, Ag+ (aq) et Pb2+ (aq), affichent une différence dans leur réactivité redox envers le cuivre : l'ion argent subit une réduction spontanée, alors que l'ion plomb ne le fait pas. Cette activité redox relative peut être facilement quantifiée dans les cellules électrochimiques par une propriété appelée le potentiel de cellule. En électrochimie, on appelle généralement cette propriété la tension de la cellule et c'est une mesure de l'énergie qui accompagne le transfert de charge. Les potentiels sont mesurés en utilisant l'unité SI volts, définie comme un joule d'énergie par coulomb de charge. Ainsi, 
 <img alt="Eq1" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_1.png" style="text-align: center; height: 70px;" />
 Potentiel d'électrode standard 
 Lorsqu'il est mesuré à des fins électrochimiques, le potentiel de cellule est une mesure de la force motrice pour un type précis de processus de transfert de charge, à savoir le transfert d'électrons entre les réactifs. Le potentiel d'une seule électrode ou d'une seule demi-cellule ne peut pas être mesuré car le transfert d'électrons nécessite un donneur et un receveur, ou respectivement un réducteur et un oxydant. Au lieu de cela, un potentiel de demi-cellule ne peut être mesuré que par rapport à une autre demi-cellule. Ainsi, il est seulement possible de mesurer la différence de potentiel entre deux demi-cellules, Ecellule, qui est définie comme 
 <img alt="Eq2" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_2.png" style="text-align: center; height: 50px;" />
 où Ecathode et Eanode représentent les potentiels de deux demi-cellules différentes fonctionnant respectivement comme cathode et anode. Le potentiel standard de cellule, E°cellule, est le potentiel de cellule mesuré aux conditions de l'état standard des deux demi-cellules ( c.-à-d., concentrations de 1 M, pressions de 1 bar, 298 K) 
 <img alt="Eq3" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_3.png" style="text-align: center; height: 50px;" />
 Pour calculer facilement les potentiels de demi-réaction, la communauté scientifique a désigné une demi-cellule particulière comme référence universelle pour toutes les mesures de potentiel de cellule, avec un potentiel de 0 V. Cette demi-cellule est connue sous le nom d'électrode standard à hydrogène (ESH), et elle est basée sur la demi-réaction ci-dessous : 
 <img alt="Eq4" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_4.png" style="text-align: center; height: 50px;" />
 Généralement, l'ESH se compose d'une électrode en platine inerte qui est immergée dans 1 M de H+ aqueux avec un flux de gaz H2 barbottant à une pression de 1 bar, et maintenue à une température uniforme de 298 K. Le potentiel de l'électrode (EX) pour une demi-cellule X est donc défini comme le potentiel mesuré pour une cellule X, qui agit comme une cathode, tandis que l'ESH agit comme une anode. 
 <img alt="Eq5" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_5.png" style="text-align: center; height: 70px;" />
 Par conséquent, 
 <img alt="Eq6" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_6.png" style="text-align: center; height: 50px;" />
 Dans des conditions d'état standard, le potentiel de la demi-cellule X est égal au potentiel standard d'électrode, E°X. Comme la définition du potentiel de cellule exige que les demi-cellules fonctionnent comme des cathodes, ces potentiels sont également appelés des potentiels de réduction standard. 
 Prévision de la spontanéité et du sens d'une réaction redox 
 Les potentiels de cellule et d'électrode dictent la spontanéité des réactions d'oxydoréduction. On observe que les réactions spontanées affichent un potentiel de cellule positif, alors que le processus non spontané affiche un potentiel de cellule négatif. Si la somme des potentiels d'électrode est positive, on dit que la réaction est spontanée. Les réactions des demi-cellules ayant un potentiel d'électrode positif se produisent dans le sens direct, alors que celles ayant des valeurs inférieures à l'électrode à hydrogène se produisent généralement dans l'ordre inverse. 
 Un oxydant plus fort présente un potentiel d'électrode standard, E°, plus grand. Comme les potentiels d'électrode mesurent le pouvoir réducteur, une augmentation de E° correspond à une force motrice accrue à l'origine de la réduction des espèces et à de meilleures capacités d'oxydation. Ainsi, E°cellule est positif lorsque E&176;cathode > E°anode. 
 Compte tenu de cela, on comprend pourquoi le cuivre est oxydé par l'argent, mais pas par le plomb : 
 <img alt="Eq7" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_7v2.png" style="text-align: center; height: 125px;" />
 Prévision de la dissolution d'un métal dans les acides minéraux 
 Une des applications essentielles des potentiels de demi-cellules est de comprendre si un métal particulier va se dissoudre dans un acide minéral. La plupart des acides comme l'acide chlorhydrique dissolvent les métaux par la réduction des protons en hydrogène gazeux et l'oxydation des métaux en leurs ions respectifs. Dans le cas du zinc qui réagit avec l'acide chlorhydrique, la réaction est spontanée car le potentiel d'électrode standard du zinc est inférieur à celui de l'hydrogène. Toutefois, le cuivre ne réagit pas avec l'acide chlorhydrique en raison de son potentiel d'électrode plus élevé. 
 Ce texte est adapté de <a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/17-3-electrode-and-cell-potentials"> OpenStax, Chimie 2e, Section 17.3 : Potentiels d'électrode et de cellule. </a>

Potentiels d'oxydoréduction

En comparant la réactivité de l’argent et du plomb, on observe que les deux espèces ioniques, Ag+ (aq) et Pb2+ (aq), présentent une différence dans leur redox ...

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KEY TERMS AND CONCEPTS

TERMES ET CONCEPTS CLÉS

Standard Electrode Potentials

using electrode potentials to predict reactions

Electrode potentials help predict whether a redox reaction will happen on its own. A redox reaction involves electron transfer. In electrochemistry, the measured value is called cell potential or cell voltage. It shows the energy linked to charge transfer and is measured in volts, where 1 volt equals 1 joule per coulomb.

A single half-cell cannot be measured by itself because electron transfer needs both a donor and a receiver. For that reason, scientists measure the difference between two half-cells. The cell potential, Ecell, is defined from the cathode and anode potentials, and the standard cell potential, E°cell, is taken under standard conditions of 1 M concentration, 1 bar pressure, and 298 K.

To compare half-cells, chemistry uses the standard hydrogen electrode, or SHE, as a zero-volt reference. The SHE uses an inert platinum electrode in 1 M aqueous H+ with hydrogen gas bubbling at 1 bar and 298 K. A half-cell X is measured against the SHE when X acts as the cathode. Under standard conditions, this gives the standard electrode potential, E°X. These values are also called standard reduction potentials because the half-cell is written as a reduction.

The sign of the potential helps show the direction of a redox reaction. A spontaneous reaction has a positive cell potential, while a nonspontaneous one has a negative cell potential. When the sum of the electrode potentials is positive, the reaction is spontaneous. Half-cell reactions with positive electrode potential tend to go forward, and reactions with values below the hydrogen electrode usually go in reverse. A stronger oxidant has a larger standard electrode potential because it has a greater drive to gain electrons.

This idea explains why silver ions and lead ions behave differently toward copper. Silver ion, Ag+ (aq), is reduced spontaneously, but lead ion, Pb2+ (aq), is not. It also helps explain metal dissolution in mineral acids such as hydrochloric acid. These acids dissolve metals by reducing protons to hydrogen gas and oxidizing the metal to its ions. Zinc reacts spontaneously with hydrochloric acid because its standard electrode potential is lower than hydrogen’s, while copper does not react because its electrode potential is higher.

Using Electrode Potentials to Predict Reactions

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balancing redox equations

Redox Reactions and Half-Reaction Balancing

Redox reactions involve electron transfer and changes in oxidation number. In electrochemistry, these reactions connect chemical changes with electrical energy. They also power technologies such as industrial metal processing and rechargeable batteries used in electric vehicles. Oxidation number is a way to track how an atom's electronic environment changes compared with the pure element, where the oxidation number is zero. For a simple ionic compound, the oxidation number matches the ion...

electromotive force

Cell Voltage and Electron Flow

Electric current is the flow of electric charge through a conducting medium or a solution. In wires, that charge is carried by electrons. In some solutions, ions can also move and carry charge. When electrons move through a wire, they produce an electric current. This idea connects to redox reactions, where electrons are lost and gained. In the spontaneous reaction between zinc and copper ions, zinc is oxidized to zinc ions. Copper ions are reduced to solid copper. Even so, this direct...

voltaic/galvanic cells

Galvanic Cells and Battery Reactions

Galvanic cells use spontaneous redox reactions to produce electric current. A common example is a disposable AA battery, which powers devices by turning chemical energy into electrical energy. Another example is a copper wire placed in silver nitrate solution, where the solution slowly turns bright blue and a grey solid forms on the wire. In the copper and silver reaction, copper is oxidized and silver ions are reduced. Copper forms cuprous ions, which give the solution its blue color. At the...

standard electrode potentials

Electrode potentials help predict whether a redox reaction will happen on its own. A redox reaction involves electron transfer. In electrochemistry, the measured value is called cell potential or cell voltage. It shows the energy linked to charge transfer and is measured in volts, where 1 volt equals 1 joule per coulomb. A single half-cell cannot be measured by itself because electron transfer needs both a donor and a receiver. For that reason, scientists measure the difference between two...

cell potential and free energy

Redox Cell Potential, ΔG°, and K

Redox cell potential connects chemical energy, free energy change, and the equilibrium constant in an electrochemical cell. In these reactions, chemical energy is converted into electrical energy. That link helps predict whether a reaction is spontaneous and how far it may proceed. Thermodynamics is the study of how heat and other forms of energy are related. In an electrochemical cell, cell potential can also reflect oxidizing strength or reducing strength. A similar idea appears in acid-base...

the nernst equation

Cell Potential Under Changing Conditions

Cell potential changes when a redox reaction does not run at standard conditions. Standard cell potentials connect with standard free energy change, ΔG°, and the equilibrium constant K, but those relationships only hold at 1 M concentration, 298 K, and 1 atmosphere. A zinc(II) and tin(II) redox cell with E°cell = +0.291 V and ΔG° = −56.2 kJ is spontaneous under those standard conditions. As a cell discharges, the reactant concentration changes and the cell potential steadily drops. Many redox...

concentration cells

Cell Potential from Concentration Differences

Concentration cells are voltaic cells that use two almost identical half-cells. The half-cells use the same electrode and the same half-reaction. They differ only in the concentration of one redox species, so the cell potential depends on that concentration difference. In a concentration cell, the Nernst equation can be used to find the cell potential. For the zinc example shown, the calculated cell potential is positive. A positive cell potential means the overall reaction is spontaneous. <br...

batteries and fuel cells

Primary, Rechargeable Batteries and Fuel Cells

Batteries and fuel cells are galvanic cells that supply electrical power for many applications. They range from tiny button batteries in wristwatches to large systems that can provide backup energy to municipal power grids. Some are primary cells, which are single-use and cannot be recharged. Others are secondary cells, which use reversible reactions and can be charged again by an external power source. A common primary battery is the dry cell. It uses zinc as both the container and the anode,...

corrosion

Rusting and Metal Protection

Corrosion is the natural breakdown of metals through electrochemical reactions. It can appear as rust on iron, tarnish on silver, or a blue-green patina on copper. In each case, the metal is oxidized. Some corrosion products can protect the surface, while others keep damaging the metal. Rusting is the harmful type of corrosion seen in iron. It happens when iron is exposed to oxygen and water. A galvanic cell forms on the iron surface, and this drives oxidation at the anodic region and...

electrolysis

Electrolysis in Batteries and Metal Production

Electrolysis uses electrical energy to drive a nonspontaneous redox reaction. In a galvanic cell, a spontaneous redox reaction does electrical work on the surroundings by sending electrons through an external circuit. In electrolysis, an external circuit does work on the redox system by applying a voltage large enough to force the reaction in the opposite direction. This process is used in several real-world settings. Recharging a battery is one example, because an outside power source drives...

key terms and concepts

Learn how electrode potentials and the standard hydrogen electrode help predict spontaneous redox reactions, metal reactivity, and whether metals dissolve in acid.

Using Electrode Potentials to Predict Reactions | JoVE K12

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