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Faculté Polydisciplinaire
SafiDépartement de Chimie
Filière sciences de la matière
SMCSemestre 5
Préparé par :
Moulay Rachid LAAMARI
Janvier 2015
1SOMMAIRE
CHAPITRE I : PILES ET ACCUMULATEURS
I. LES PILES
I.1. Les principaux types de piles.
I.2. Relation entre potentiel de pile et activités des corps dissous. I.3. Variation de E avec la température: Formule de Gibbs Helmotz.II. ACTIVITES
II.1. Relation entre activité et concentration.II.3. Théorie de Debye-Huckel
a. Modèle proposé par Debye Huckel b. c. Equation limite de Debye-Huckel. d.III. LES ACCUMULATEURS
III.1. Les paramètres
II IICHAPITRE II : DIAGRAMME TENSION-pH
I. Introduction
II. Equilibres acide base.
III. Equilibres redox.
IV. Tracé du diagramme tension pH du cuivre eau à 25°C à partir des potentiels chimiques standards.CHAPITRE III : CINETIQUE ELECTROCHIMIQUE
I.1. Définition :
I.2. Différents types de courbe de polarisation.II. ÉQUATION CINETIQUE I = F(E)
0 et équation de Bulter-Volmer
II.3. Les lois limites de la surtension
II.4. Régime mixte de diffusion transfert
2II.5. Régime pur de diffusion
II.6. Application des courbes de polarisation.
CHAPITRE III : POLAROGRAPHIE
I. Généralités
I.1. Purification du mercure
I.2. Propriétés physiques du mercure
I.3. Électrode à gouttes de mercure
II. Principe du tracé des polarogrammes
II.1 Application du potentiel et appareillage
II.2 Courbe intensité-potentiel
II III. Loi de diffusion et mécanismes réactionnels IIIIII.Ilkovic
III.3 Systèmes rapides
III.4 Systèmes lents
III.5 Mécanismes cinétiques
III.6 Mécanismes catalytiques :
IV. cas particulier
3PILES ET ACCUMULATEURS
I. LES PILES
I.1. Les principaux types de piles.
Il y a deux catégories de piles.
Les piles dites impolarisables, dont le fonctionnement ne modifie pas les extrémités de la chaîne. positif en utilisant à ce pôle un système redox de tension plus élevée que celle d a. Piles impolarisables :Pile Daniell :
+ Cu / CuSO4 // ZnSO4 / Zn -Pile Weston :
+ Hg / Hg2SO4 + CdSO4 // CdSO4 / (( Cd )) Hg b. Piles à dépolarisant solidePile Leclanché
+ C/ MnO2 // NH4Cl / Zn (Hg) -Pile de Rube Mallory :
+ C, Hg / HgO + Zn(OH)2 // KOH / Zn(Hg) - Pile Lalande : + Cu / CuO // NaOH 20% / Zn( Hg) c. Piles à dépolarisant liquidePile de Grove :
+ Pt / HNO3 // ZnSO4 ou H2SO4 / Zn ( amalgamé)Pile au bichromate de Poggendort :
+ C / K2Cr2O7 + H2SO4 / ZnPile de Fery ( Pile air Zinc) :
+ C O2 // NH4Cl ou KOH / Zn d. Etude de la pile Daniel : + Cu / Cu2+ // Zn2+ / Zn La force électromotrice de la pile est E = E+ - E - avec E+ > E- Lorsque plusieurs électrolytes interviennent dans une pile, il existe une tension de jonction liquide/ liquide. Dans ce cas on écrit la f.e.m de la pile : 4E= E+ - E- +j
j : potentiel de jonction liquide/liquide ( + ) : Cu2+ + 2 e Cu ( - ) : Zn Zn2+ 2eSchéma de la pile Daniel
I.2. Relation entre potentiel de pile et activités des corps dissous. + Pt / Cl2 // ZnCl2 / Zn Au pôle ( +) : Cl2 +2 e- 2Cl- : E+ = E0 + 0.06/n log( PCl2/a2 Cl-) Au pôle ( - ) : Zn Zn2+ +2 e- : E- = E0 + 0.06/n log( a Zn 2+)La réaction globale : Cl2 + Zn 2Cl- + Zn2+
Calcul de la tension de la cellule à partir de la formule de Nernst. E = E+ - E- = E0( + ) - E0( - ) - 0.06/2 log (a2 Cl- . a Zn 2+/ PCl2 )On fait apparaître le terme a2Cl- . a Zn2+
a ( ZnCl2 ) = (a Zn 2+. a2Cl- )1/3 E = E0( + ) - E0( - ) + 0.06/2 log(PCl2 ) - 0.06/2 log a3 ( ZnCl2 ) I.3. Variation de E avec la température: Formule de Gibbs Helmotz. Le potentiel thermodynamique est une grandeur mesurable.E= - G / nF avec G = H - TS
E = -H/nF + TS/nF
S = - ( G) / ( T) = - ( -nFE )/ T= nFE / T
E / négatif
selon les types de piles. 5 On appelle r : facteur de conversion de la cellule. r = G / H = 1- TS/ H Le rapport r peut être supérieur à 1, si le rapport H / S est négatif c.a.d S est toujours positif, donc la cellule emprunte de la chaleur au milieu extérieur.II. ACTIVITES
II-1 Relation entre activité et concentration.
La , au moyen des concentrations ne
restent faibles. Cette approximation revient à admettre que les interactions entre particulesLe physico -
peut tenir compte des interactions entre particules, en remplaçant dans la loi particules par une nouvelle grandeur thermodynamique " » concentration et pour un ion B+ on a : aB+ = . CIl varie avec la concentration.
1 quand C0
En solution infiniment diluée concentration et activité deviennent identiques.On peut définir l i
i = i 0 + RTln(ci) : faibles concentrations i = i 0 + RTln(ai) : fortes concentrations i 0 : potentiel chimique standard ci ai II.2. 6BA B+ + A-
a+ et a- sont respectivement les activités des ions B+ et A- . + et - + et A- : a = ( a+ . a- )1/2 = (+ .-)1/2BA +B+ + -A-
a = ( a++ . a-- )1/( + + -) = (++ .- -)1/( + + -) est définie comme une moyenne géométriqueEx : Ca (NO3)2 Ca2+ + 2NO3-
Ca2+ = 0 Ca2+ + RTln(a Ca2+)
NO3- = 0 NO3- + RTln(a NO3- )
Ca (NO3)2 = Ca2+ + 2 NO3-
= (Ca2+ . NO3-2)1/3II.3. Théorie de Debye-Huckel
IV. Modèle proposé par Debye Huckel
Huckel présentent un calcul relativement simple qui proposé est le suivant : Un ion de charge ze acquiert une énergie potentielle U = ze :. : : potentiel électrostatique de la phase ; z e Pour des solutions infiniment diluées, les interactions ion-ion sont négligeables, par contre les interactions ion-solvant (eau) sont i = i 0 + RTln(ci) Lorsque la concentration augmente, les interactions ion-ion électrostatique ( de la forme Ae2/ r) prend des valeurs non 7 négligeables et on aura un terme excédentaire RTln(i potentielle. i = i 0 + RTln(ai)= i 0 + RTln(Ci)+ RTln(i)Gex = RT ln(i).
Pour un electrolyte se dissociant en ions, on pourrait écrire : i RT ln(i) )= Gex sphères. Les deux charges sont à la distance r .2/ r ).
r U0 Pour des grandes distances, négligeable, c.à.d. pour des solutions infiniment diluées, elles se comportent comme des solutions idéales. V. La condition de neutralité, pour une solution donnée : ni zi = 0La répartition de la
Boltzmann : ni = ni exp(-zie/kT)
k : constante de Boltzmann, zi eT : température,
: potentiel électrostatique, Chaque ion i possède une charge zioù la densité locale de charge est = niie = Zie ni exp( -zie/kT)La densité et le potentiel : = - 4/D
: opérateur Laplacien , D : constante diélectrique ( D = 4), = 0r0 : permittivité du vide ; r : permittivité relative.
VI. Equation limite de Debye-Huckel.
log(i) = -AZi2 I / (1+B.aI )A et B sont des constantes calculables.
I= ½ mi.Zi2 : Force ionique
mi 8 mi = Ci ci mole/l), a = r+ + r- ioniques) .Pour des solutions aqueuses et à 25 °C ,
A = 0,51 et B = 0,33
Equation valable pour une force ionique : 10 -2 < I < 10 -1Pour des solutions très diluées, I < 10 -2
Pour des solutions concentrées, I > 10 1
Cest une constante
VII. Calcul du
Soit un électrolyte : BA +B+ + -A-
Par définition :
= (++ .- -)1/( + + -) log( ) = 1/( + + -) log(++.- -) log( ) = 1/( + + -) +log(+) + -log (-) ni Zi = 0 +z+ + -z- = 0, log(i) = -AZi2 I pour I < 10-2I. LES ACCUMULATEURS
Un accumulateur est une chaîne électrochimique à deux électrodes. Les systèmes électrochimiques utilisés doivent avoir des tensions thermodynamiques suffisamment différentes f. e. minimum). 9 On peut définir un accumulateur comme une pile rechargeable, c. a. d qui appliquant aux bornes de la chaîne une différence de potentiel opposée à E.Sa capacité en (A.h)
Son énergie spécifique massique en WhKg-1 et volumique Whl-1. Sa puissance spécifique massique WKg-1 et volumique Wl-1.Son rendement coulombique Q
-Accumulateur au plomb ( Plante) : + PbO2 // H2SO4 / Pb - Accumulateur alcalin au fer-nickel et au fer cadmium nickel :. + Ni2O3, nH2O // KOH / ( Fe , Cd ) - Accumulateur argent zinc. + Ag / AgO // KOH/ Zn - n stables sous la forme Pb ; Pb2+ et PbO2 . Pb Pb2+ + 2e- E0 = -0.13 V/ENH PbO2 + 4H+ + 2e Pb2+ + 2 H2O E0 = 1.45 V/ENHReaction globale :
Pb + PbO2 + 4H+ + 2SO4 2- Pb2+ + SO4 2- 2 H2O + Pb2+ + SO4 2- 10 sulfurique diminue pendant la décharge et croit pendant la charge. 11DIAGRAMME TENSION-pH
Introduction
ces différents corps existent des équilibres qui peuvent être de deux types : - Equilibres acide base, dépendants du pH, mais indépendants du potentiel. - Equilibres redox, dépendants au contraire de la tension et en outre duI. Equilibres acide base.
Soit la réaction acido-basique :
a. Acide + qH2O b. Base + pH+K = BasebH+p / Acidea H2Oq
log K = -1/ ( 2 ,3.RT) / ( i0 ( base) - i0 ( acide)1er cas : Si les deux espèces sont solubles ( acide et base). Le pH de passage
bAcide = aBase = 2ème cas
bAcide = C pH = -1/p log(K) +a/p log(b) -a/p log(C) Dans un diagramme tension pH , ces équilibres sont représentés par des droites verticales.II. Equilibres redox.
Soit la réaction électrochimique suivante :
a Ox + pH + qH2O + n e- b Red 12 i Ox +n e- i E0 = a.0( ox) + q.0(H2O) - b.0(red) / ( 23060.n)E = E0 + 0,06 log( Oxa / Redb) 0,06pH.(p/n)
1er cas : Les deux formes Ox et Red sont dissoutes.
b.Ox = a.Red E = E0 0,06pH.(p/n)+ 0,06/n log( 2ab / 2ba)+ ( a-b)0,06/n logCLe potentiel E dépend de C, sauf pour a = b.
2ème cas : Red )
b.Ox = C E = E0 0,06pH.(p/n)+ 0,06/n a. log(b) + 0,06a/n. logC3ème cas : Si les deux formes sont solides.
quotesdbs_dbs1.pdfusesText_1[PDF] electrocinetique exercices corrigés pdf pcsi
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