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pile electrochimique!!!



  1. #1
    josée

    pile electrochimique!!!

    Bonjour!
    je ne comprend pas pourquoi dans une pile electrochimique, si jaugmente la concentration de la solution anodique, la tension de la pile diminue. Mais pourquoi ? Que se passe-t-il au niveau des electrons?
    J'ai vu quelque chose a propos des log, mais je ne comprends pas plus.
    Svp aidez moi! Merci!
    Une debutante en detresse

    -----


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  3. #2
    oursgenial

    Re : pile electrochimique!!!

    Tu devrais nous donner la composition de ta pile. Sans cela, pas d'explication possible.

  4. #3
    josée

    Re : pile electrochimique!!!

    c'est une pile formée de magnésium et de cuivre, les deux étant respectivement dans une solution de nitrate de magnésium et de cuivre..

  5. #4
    ArtAttack

    Re : pile electrochimique!!!

    Etablis la loi de Nernst E=f(log[C])
    Dans le log tu auras un rapport de concentration et tu comprendras les variations de ta fém en fonction des concentrations.

  6. #5
    oursgenial

    Re : pile electrochimique!!!

    La réaction cathodique de ta pile ( réduction) est:
    Cu2+ + 2e(-) donne Cu
    Le potentiel de ta cathode est donné par
    Ecathode = E°Cu2+/Cu + 0,03 log[Cu2+]
    Ecathode = 0,337+ 0,03 log[Cu2+]
    Tu obtiens un potentiel positif ( 0,337V si Cu2+ = 1 mole/l)
    La réaction anodique (oxydation) de ta pile est :
    Mg donne Mg2+ + 2e(-)
    Le potentiel de ton anode est donné par
    Eanode = E°Mg2+/Mg + 0,03 log[Mg2+]
    Eanode = -2,37+ 0,03 log[Mg2+]
    Le poentiel de ta pile est donné par la relation
    Ecell= Ecathode - E anode
    Si [Mg2+]augmente, Eanode augmente, Ecell diminue.

  7. A voir en vidéo sur Futura
  8. #6
    josée

    Re : pile electrochimique!!!

    [QUOTE=oursgenial]La réaction cathodique de ta pile ( réduction) est:
    Cu2+ + 2e(-) donne Cu
    Le potentiel de ta cathode est donné par
    Ecathode = E°Cu2+/Cu + 0,03 log[Cu2+]
    Ecathode = 0,337+ 0,03 log[Cu2+]

    qu'est ce que la 0,03 log?

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  10. #7
    Fajan

    Re : pile electrochimique!!!

    c'est en fait RT/nF (où R=constante des gaz parfaits, T=température, n= nombre d'électrons échangés, et F=constante de faraday)

  11. #8
    josée

    Re : pile electrochimique!!!

    Donc..Si la force electromotrice de lanode augmente, cela veut-il dire que celui-ci retient plus les electrons de partir, ou je suis completement a coté?
    Et la loi de Nernst, stipule-t-elle autre chose, en mots, ou est-ce simplement cette relation mathématique?

  12. #9
    josée

    Re : pile electrochimique!!!

    Et une petite question encore, simplement par curiosité... qu'est-ce que la constante des gaz parfaits vient faire la-dedans si mon système n'est pas gazeux??

  13. #10
    oursgenial

    Re : pile electrochimique!!!

    Citation Envoyé par josée
    Donc..Si la force electromotrice de lanode augmente, cela veut-il dire que celui-ci retient plus les electrons de partir, ou je suis completement a coté?
    Et la loi de Nernst, stipule-t-elle autre chose, en mots, ou est-ce simplement cette relation mathématique?
    Pour ne pas faire trop compliqué, la loi de Nernst calcule l'affinité chimique d'une réaction où il y a échange d'électrons. Les électrons se contentent de circuler parce qu'il y a une différence de potentiel. La constante R n'apparaît pas uniquement dans les réactions en phase gazeuse. On la trouve dans toutes les relations thermodynamiques qui expriment l'energie libre d'une réaction.

  14. #11
    ibrale

    Re : pile electrochimique!!!

    Citation Envoyé par josée
    Et une petite question encore, simplement par curiosité... qu'est-ce que la constante des gaz parfaits vient faire la-dedans si mon système n'est pas gazeux??
    Bonjour,
    Pour détailler un peu plus, on va considérer une pile constituée d'un coté d'un fil de platine plongeant dans une solution contenant le couple Ox/Red et de l'autre coté une électrode normale à hydrogène (ENH). Supposons que le pole positif est le fil de platine :
    a Ox + ne -> b Red
    et le pole négatif l'ENH :
    1/2 H2 -> H+ + e (xn)
    Lorsqu'on relie les deux électrodes, la réaction globale sera:
    a Ox + n/2 H2 -> b Red + n H+
    En thermodynamique la variation de l'enthalpie libre de cette réaction est donnée par :
    deltaG = deltaG° + RT Ln K
    deltaG = deltaG° + RT Ln aRedb.aH+n/aOxa.aH2n/2
    et s'exprime aussi par :
    deltaG = -n.F.EOx/Red (ici EOx/Red est mesuré par rapport à ENH)
    de même deltaG° = -n.F.E°Ox/Red
    En remplaçant on arrive à la relation :
    EOx/Red = E°Ox/Red + RT/nF Ln aOxa.aH2n/2/aRedb.aH+n
    Comme ENH est une référence caractérisée par aH+ = aH2 = 1, on en déduit :
    EOx/Red = E°Ox/Red + RT/nF Ln aOxa/aRedb qui est la relation de Nernst.
    En passant du Log népérien au log décimal on peut remplacer "RT/F Ln x" par "0.059 log x"
    J'espère que ce n'est pas trop compliqué !!!!

  15. #12
    josée

    Re : pile electrochimique!!!

    Wow! eh bien merci à vous tous pour vos precieuses connaissances!!

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