Introduction aux transformations électrochimiques

📋 Plan du Cours

1. Transformation forcée par électrolyse
2. Électrolyse de l’eau et chromage
3. Stockage et conversion d’énergie chimique
4. Constantes d’acidité et pH
5. Bases faibles et relation de Henderson
6. Diagrammes de prédominance et distribution
7. Indicateurs colorés et acides alpha-aminés
8. Réactions limitées et quotient de réaction
9. Chute libre et équations horaires
10. Piles et capacité électrique

📖 1. Transformation forcée par électrolyse

🔑 Notions clés & Définitions

• Électrolyse : Dispositif qui impose une transformation non spontanée en utilisant de l’énergie électrique pour faire réagir des espèces.
• Anode : Électrode où se produit une oxydation et où se forme l’espèce oxydée.
• Cathode : Électrode où se produit une réduction et où se forme l’espèce réduite.

📝 Points essentiels

• Zn2+ et I- ne réagissent pas spontanément, donc on force la réaction par électrolyse d’une solution d’iodure de zinc (Zn2+ + 2I-).
• À l’anode : 2I- = I2 + 2e- et l’anode est l’électrode siège d’une oxydation.
• À la cathode : Zn2+ + 2e- = Zn (s) et la cathode est l’électrode siège d’une réduction.
• Équation globale d’électrolyse : 2I- (aq) + Zn2+ (aq) → I2 (aq) + Zn (s).

💡 Astuce mémo

Anode = Oxydation (I- → I2), Cathode = Réduction (Zn2+ → Zn).

📖 2. Électrolyse de l’eau et chromage

🔑 Notions clés & Définitions