Considérons la pile Zn / Zn^2+ Ag^+ / Ag qui est le siège d'une réaction redox caractérisé par

step 1 For part A, magnesium is oxidized and nickel is reduced. So we look at magnesium and we're going

Considérons la pile Zn / Zn^2+ Ag^+ / Ag qui est le siège...

Considérons la pile $\mathrm{Zn} / \mathrm{Zn}^{2+} \| \mathrm{Ag}^{+} / \mathrm{Ag}$ qui est le siège d'une réaction redox caractérisé par l'équation stæchiométrique: $\mathrm{Zn}+2 \mathrm{Ag}^{+}=\mathrm{Zn}^{2+}+2 \mathrm{Ag}$. a) Quelles sont les réactions électrochimiques qui se produisent dans chaque demi-pile? b) Exprimer, à l'aide des potentiels électrochimiques, les potentiels absolus d'électrode correspondant à chaque demi-pile. Ceux-ci sont-ils calculables, mesurables? c) En déduire l'expression de la fem de la pile, $\mathrm{E}=\phi_{\mathrm{Ag}}-\phi_{\mathrm{Zn}}$, en fonction des potentiels chimiques des espèces $\mathrm{Ag}, \mathrm{Ag}^{+}, \mathrm{Zn}$ et $\mathrm{Zn}^{2+}$. d) Exprimer l'enthalpie libre molaire $\left(\Delta \mathrm{rG}_{\mathrm{m}}\right)$ de la réaction redox qui se produit dans la pile à l'aide des potentiels chimiques. e) Déduire des expressions obtenues en c et d, la relation fondamentale de la thermodynamique électrochimique $\Delta \mathrm{rG}_{\mathrm{m}}=-\mathrm{nFE}$. En déduire le critère d'évolution spontanée utilisé pour les réactions redox. f) À partir des valeurs données dans l'annexe N, calculer à $25^{\circ} \mathrm{C}$, la fem de référence de la pile, l'enthalpie libre molaire de référence, $\Delta \mathrm{rG}^{\circ}{ }_{\mathrm{m}}$, de la réaction redox ainsi que la constante d'équilibre. Qu'en concluez-vous? Données : $\mathrm{R}=8,314 \mathrm{~J} \mathrm{~K}^{-1} \mathrm{~mol}^{-1}$ et $\mathrm{F}=96500 \mathrm{C} \mathrm{mol}^{-1}$ On considère généralement qu'une constante d'équilibre $K$ supérieure à $1 \theta$ caractérise une réaction totale.

Considérons la pile $\mathrm{Zn} / \mathrm{Zn}^{2+} \| \mathrm{Ag}^{+} / \mathrm{Ag}$ qui est le siège d'une réaction redox caractérisé par l'équation stæchiométrique: $\mathrm{Zn}+2 \mathrm{Ag}^{+}=\mathrm{Zn}^{2+}+2 \mathrm{Ag}$.
a) Quelles sont les réactions électrochimiques qui se produisent dans chaque demi-pile?
b) Exprimer, à l'aide des potentiels électrochimiques, les potentiels absolus d'électrode correspondant à chaque demi-pile. Ceux-ci sont-ils calculables, mesurables?
c) En déduire l'expression de la fem de la pile, $\mathrm{E}=\phi_{\mathrm{Ag}}-\phi_{\mathrm{Zn}}$, en fonction des potentiels chimiques des espèces $\mathrm{Ag}, \mathrm{Ag}^{+}, \mathrm{Zn}$ et $\mathrm{Zn}^{2+}$.
d) Exprimer l'enthalpie libre molaire $\left(\Delta \mathrm{rG}_{\mathrm{m}}\right)$ de la réaction redox qui se produit dans la pile à l'aide des potentiels chimiques.
e) Déduire des expressions obtenues en c et d, la relation fondamentale de la thermodynamique électrochimique $\Delta \mathrm{rG}_{\mathrm{m}}=-\mathrm{nFE}$. En déduire le critère d'évolution spontanée utilisé pour les réactions redox.
f) À partir des valeurs données dans l'annexe N, calculer à $25^{\circ} \mathrm{C}$, la fem de référence de la pile, l'enthalpie libre molaire de référence, $\Delta \mathrm{rG}^{\circ}{ }_{\mathrm{m}}$, de la réaction redox ainsi que la constante d'équilibre. Qu'en concluez-vous?
Données : $\mathrm{R}=8,314 \mathrm{~J} \mathrm{~K}^{-1} \mathrm{~mol}^{-1}$ et $\mathrm{F}=96500 \mathrm{C} \mathrm{mol}^{-1}$
On considère généralement qu'une constante d'équilibre $K$ supérieure à $1 \theta$ caractérise une réaction totale.

Key Concepts

Equilibrium Constant and Thermodynamic Relations

The equilibrium constant (K) for a reaction is linked to the standard Gibbs free energy change (?rG°) by the relation ?rG° = -RT lnK. This establishes a connection between the chemical equilibrium position, the thermodynamic properties of the reaction, and the cell potential, providing a basis for predicting the extent of a reaction.

Thermodynamic Spontaneity Criterion

This concept states that for a reaction to be spontaneous under given conditions, the change in Gibbs free energy (?rG) must be negative. In electrochemistry, this criterion is often expressed via the relationship ?rG = -nFE, implying that a positive cell potential corresponds to a thermodynamically spontaneous reaction.

Gibbs Free Energy and Its Relation to Cell Potential

The change in Gibbs free energy (?rG) for an electrochemical reaction is directly related to the electromotive force (EMF) of the cell through the relation ?rG = -nFE. This relationship connects the thermodynamic favorability of a reaction with its electrical output, where n is the number of electrons transferred and F is the Faraday constant.

Faraday Constant

The Faraday constant (F) is the amount of electric charge per mole of electrons and is a fundamental constant in electrochemistry. It is essential in converting between the chemical energy change in a reaction (in joules) and the electrical work done (in coulombs), thereby linking thermodynamics with electrochemical cell measurements.

Electrode Potentials and the Nernst Equation

Electrode potentials are measures of the ability of a given electrode to gain or lose electrons, and they are normally defined with respect to a reference electrode. The Nernst equation relates these electrode potentials to the concentrations (or activities) of the chemical species involved. Although relative potentials are measurable, the concept of absolute electrode potential remains theoretical since it cannot be determined directly without a reference.

Chemical Potentials

Chemical potentials represent the partial molar free energy of a species and are central to describing the thermodynamic state of the system. In electrochemistry, they come into play when expressing the absolute electrode potentials and the overall electromotive force (EMF) of the cell, linking chemical driving forces with electrical energy.

Electrode (Half-cell) Reactions

This concept deals with the separate oxidation and reduction processes that occur at the two electrodes of an electrochemical cell. In any galvanic cell, one electrode undergoes oxidation (loss of electrons) while the other undergoes reduction (gain of electrons). Understanding these half-reactions is fundamental to grasping how overall cell reactions are driven and how electrons are transferred between chemical species.

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