Cours : Conversions de l'énergie chimique

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.

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.

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.

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 :

Dans une combustion l’oxydant est l’oxygène.

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 ($\text{Ni}$).

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 $\text{Ni}^{2+}$.

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 :

• 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 $\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}$ :

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

Voici comment équilibrer le couple dichromate/chrome :

• 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.

• 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

• 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+

• 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.

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

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

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

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

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 $\text{Cr}_2{\text{O}_{7}}^{2-}$.

Il faut bien sûr équilibrer cette demi-équation.

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

Là encore on équilibre la demi-équation.

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 :

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

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.

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.

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

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

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

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

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.

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

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