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Catégorie :Category: nCreator TI-Nspire
Auteur Author: dages
Type : Classeur 3.0.1
Page(s) : 1
Taille Size: 3.16 Ko KB
Mis en ligne Uploaded: 13/01/2013 - 18:11:39
Uploadeur Uploader: dages (Profil)
Téléchargements Downloads: 213
Visibilité Visibility: Archive publique
Shortlink : http://ti-pla.net/a10372
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Description
Fichier Nspire généré sur TI-Planet.org.
Compatible OS 3.0 et ultérieurs.
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2) Piles électrchimiques- Potentiels d'électrode 2-1)La pile Danielle Si on met une plaque de Zn(s) dans une solution Cu(2+). Disparition de la couleur bleue, dépot de Cu, apparition de Zn(2+). La reaction est Zn(s)+Cu(s) -> Zn(2+) +Cu(s) Pile: on fait se réaliser les deux demi réactions dans des compartiments differents. Le pont salin assure la condition électrique entre les deux compartiments en empéchant le mélange. ZnSO4 -> Zn(2+)+So4(2-) 2-2)Application à la classification des couples rédox On utilise comme critère de comparaison la fem d'une pile mettant en jeu d'une part le couple rédox étudié ( dans des conditions données) et d'autres part un couple rédox de référence (spécifié dans la suite) fem(pile)=V(couple étudié) - V(référence) On choisit V(rèf)=0 alors la fem mesuré est appelée potentiel d'électrode du couple étudié noté E (ou Pi) 2-3) Expression théorique d'un potentiel d'électrode a) Formule de nernst: On considère la demi équation électronique ±Ox+ne' -><-²red. On peut montrer (thermodynamique chimique) que le potentiel d'électrode du couple s'écrit: E=E0(ox/red)+ ((RT)/(nF))*Ln((a(ox)^±)/(a(red)^²))=E0(ox/red)+ (0.059/n)*Log((a(ox)^±)/(a(red)^²)) R=8.31J.mol-1.K-1 T temp en K F=Na*e=96500C La plupart du temps on peut dire que 0.059=0.06V E0(ox/red) valeur du potentiel d'électrode du couple Ox/red lorsque a(ox)=1 a(red)=1 est appelé potentiel standard d'électrode. Atttention si il y a des OH- dans la demi équation sa ne marche pas, la demi equation doit etre écrite avec des H+ pour la formule de Nernst ( meme si ce n'est pas la réaction qui se produit réellement dans la solution) 2-4)Quelques exemples d'électrodes a) Electrode a hydrogene: 2H(+)+2e'-><-H2(g) ENH: Electrode normale à hydrogene par dèf [H+]=1mol/L P(H2)=1bar et comme on choisit E0(H+/H2)=0V b) Electrode au calomel saturé (ECS) On trouve E0(Hg2Cl2/Hgl = E0(Hg2(2+)/Hg)+0.03*logKs = 0.25V ECS on sature la solution en KCl de telle sorte que [Cl-]=1mol/L ( a peu pres) c)Electrode métallique: Métal M plongeant dans une solution contenant le cation M(n+) Ex: pile Daniell Dosage de KCl par AgNo3 Ag(+)+Cl(-) -><- AgCl(s) log(Ag+)=f(volume) E= E0(Ag+/Ag)+0.06log[Ag(+)] d)Electrode rédox: Electrode inerte chimiquement (métal noble Pt, Au) plongeant dans une solution contenant à la fois l'oxydant et le réducteur du même couple. (électrode de platine ne participe pas aux réactions rédox, elle est la pour constater le potentiel). e)Electrode de verre pH mètre: migration des H+ échange des H+ entre le mileur intérieur et le milieu extérieur ddp=±(pH-pH0) 2-5)Calcul d'un potentiel standard d'un couple A1 -><- A2+n1e' E01 A2 -><- A3+n2e' E02 On peut alors calculer E03 associé à la demi équation A1 -><- A3+ (n1+n2)e' On imagine le milieu avec presence simulatnée de A1,A2,A3 puis on utilise la forme de nernst et on trouve (n1+n2)E03 = n1E01 + n2E02
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Compatible OS 3.0 et ultérieurs.
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2) Piles électrchimiques- Potentiels d'électrode 2-1)La pile Danielle Si on met une plaque de Zn(s) dans une solution Cu(2+). Disparition de la couleur bleue, dépot de Cu, apparition de Zn(2+). La reaction est Zn(s)+Cu(s) -> Zn(2+) +Cu(s) Pile: on fait se réaliser les deux demi réactions dans des compartiments differents. Le pont salin assure la condition électrique entre les deux compartiments en empéchant le mélange. ZnSO4 -> Zn(2+)+So4(2-) 2-2)Application à la classification des couples rédox On utilise comme critère de comparaison la fem d'une pile mettant en jeu d'une part le couple rédox étudié ( dans des conditions données) et d'autres part un couple rédox de référence (spécifié dans la suite) fem(pile)=V(couple étudié) - V(référence) On choisit V(rèf)=0 alors la fem mesuré est appelée potentiel d'électrode du couple étudié noté E (ou Pi) 2-3) Expression théorique d'un potentiel d'électrode a) Formule de nernst: On considère la demi équation électronique ±Ox+ne' -><-²red. On peut montrer (thermodynamique chimique) que le potentiel d'électrode du couple s'écrit: E=E0(ox/red)+ ((RT)/(nF))*Ln((a(ox)^±)/(a(red)^²))=E0(ox/red)+ (0.059/n)*Log((a(ox)^±)/(a(red)^²)) R=8.31J.mol-1.K-1 T temp en K F=Na*e=96500C La plupart du temps on peut dire que 0.059=0.06V E0(ox/red) valeur du potentiel d'électrode du couple Ox/red lorsque a(ox)=1 a(red)=1 est appelé potentiel standard d'électrode. Atttention si il y a des OH- dans la demi équation sa ne marche pas, la demi equation doit etre écrite avec des H+ pour la formule de Nernst ( meme si ce n'est pas la réaction qui se produit réellement dans la solution) 2-4)Quelques exemples d'électrodes a) Electrode a hydrogene: 2H(+)+2e'-><-H2(g) ENH: Electrode normale à hydrogene par dèf [H+]=1mol/L P(H2)=1bar et comme on choisit E0(H+/H2)=0V b) Electrode au calomel saturé (ECS) On trouve E0(Hg2Cl2/Hgl = E0(Hg2(2+)/Hg)+0.03*logKs = 0.25V ECS on sature la solution en KCl de telle sorte que [Cl-]=1mol/L ( a peu pres) c)Electrode métallique: Métal M plongeant dans une solution contenant le cation M(n+) Ex: pile Daniell Dosage de KCl par AgNo3 Ag(+)+Cl(-) -><- AgCl(s) log(Ag+)=f(volume) E= E0(Ag+/Ag)+0.06log[Ag(+)] d)Electrode rédox: Electrode inerte chimiquement (métal noble Pt, Au) plongeant dans une solution contenant à la fois l'oxydant et le réducteur du même couple. (électrode de platine ne participe pas aux réactions rédox, elle est la pour constater le potentiel). e)Electrode de verre pH mètre: migration des H+ échange des H+ entre le mileur intérieur et le milieu extérieur ddp=±(pH-pH0) 2-5)Calcul d'un potentiel standard d'un couple A1 -><- A2+n1e' E01 A2 -><- A3+n2e' E02 On peut alors calculer E03 associé à la demi équation A1 -><- A3+ (n1+n2)e' On imagine le milieu avec presence simulatnée de A1,A2,A3 puis on utilise la forme de nernst et on trouve (n1+n2)E03 = n1E01 + n2E02
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