Bonjour,
Selon vous, pourquoi dit-on que les élémens électrolytiques, les ions, n’apparaissent jamais dans la masse de la solution soumise à l’influence du courant, mais seulement sur les électrodes?
Quelle expérimentation a permis d'affirmer cela?
Cordialement.
Pour information la source est ici:
http://fr.wikisource.org/wiki/L%E2%8...9orie_des_Ions
Primo : Pourquoi diable t'intéresses-tu à une publication datant de 1899 ?
Secundo : ton texte est une erreur. Personne n'a jamais dit que les ions n'apparaissent que sur les électrodes. Et si quelqu'un l'a dit, c'est qu'il n'a pas compris les mesures faites sur les solutions ioniques.
Le sel NaCl, par exemple est fait d'ion Na+ et Cl-, qu'il y ait ou non du courant électrique qui traverse sa solution. C'est vrai que certains chimistes l'ont nié dans les années 1890 - 1900. Ils disaient que c'est le passage du courant électrique qui fabriquait les ions qui plus tard se déposent sur les électrodes. Mais on peut prouver par cryoscopie que les ions existent dans de l'eau salée même s'il n'y a pas d'électrolyse. Connais-tu la cryoscopie ?
Merci pour la réponse.
Si les ions existent dans la solution de NaCl, est-il techniquement possible d'avoir plus de Na+ que de Cl-?
Autrement dit contourner le principe d'electroneutralité "en versant" un peu de plus de Na+ dans une solution quelconque de NaCl?
On aboutirait à une solution chargéeEst-ce possible?
Peux-tu m'en dire plus sur la cryoscopie?
Aïe, aïe !
Il n'est pas possible d'avoir une solution ne contenant qu'un seul type d'ions. Les ions se forment en quantité égale en dissolvant dans l'eau un sel neutre. On obtient une solution neutre, donc non chargée, qui contient toujours autant de Na+ que de Cl-.
ok
mais il n'est pas exclu d'imaginer qu'un jour on puisse séparer les Na+ dans une solution contenant une quantité égale d'ions Na+ et Cl-, puisque tu dis que les Na+ et les Cl- existent bien tel quel en quantité égale dans la solution ...
Et là c'est tout un pan de la théorie des ions qui est remis en cause..
Oui mais ça empêche le transfert ; comme les membranes anioniques ou cathioniques (il faut reneutraliser si on veut continuer la "filtration"). A ma connaissance il n'y a que les cristaux (donc des solides organisés) qui peuvent être dopés ou troués, pour avoir un déséquilibre en ions permanent (ça reste car encapsulé dans le réseau) mais c'est jamais qu'en quantité infimes = des impuretés voulues ...
Lisez mes propos. Je suis pas là.
En principe, bien sûr qu'on peut imaginer séparer des ions Na+ des ions Cl- présents en solution. Mais la force d'attraction électrostatique est d'une intensité énorme à faible distance. De plus l'étude de courbes d'énergie potentielle montre que, dès qu'on sépare les ions Na+ des ions Cl- de plus du double de leur séparation à l'équilibre, l'électron supplémentaire de Cl- quitte cet ion et retourne vers l'ion Na+, pour former des atomes Na et Cl neutres.
C'est le type de réponses que j'attendais.
Merci.
@ moco
est-ce que ce retour se fait sous cette forme : électron solvaté ?
C'est comme un proton H+ mais avec e- ... genre H2O- ?
Lisez mes propos. Je suis pas là.
L'électron solvaté dans l'eau ne dure qu'une très petite fraction de seconde. Il n'intervient donc pas ici.
La séparation dont je parlais en se produit pas dans l'eau, mais en phase gazeuse. Quand on pulvérise une solution de NaCl dans une flamme de gaz, l'eau s'évapore immédiatement. On obtient alors du NaCl gazeux qui colore la flamme en jaune. Cette couleur jaune est due à des atomes de sodium Na, et pas à des ions Na+. Donc les ions Na+ ont récupéré l'électron perdu pendant leur trajet dans la flamme.
En phase liquide on ne peut pas séparer les charges plus des charges moins. Leur attraction électrostatique est trop forte. Ou alors on décharge ces ions sur les électrodes qui les attirent.
Merci moco, c'est clair comme une flamme ou de l'eau
PS : donc c'était bien erreur dans la table rédox (y'a longtemps
Lisez mes propos. Je suis pas là.
