Cinétique électrochimique

méthodes de calculs et appliquer les concepts de stoechiométrie aux gaz. • Pouvoir expliquer et utiliser la loi des pressions partielles, comprendre et savoir utiliser le concept des fractions molaires. • Pouvoir expliquer et utiliser la théorie cinétique des gaz. • Pouvoir définir les gaz parfaits et les gaz réels. • Comprendre le comportement des gaz réels en comparaison à l’équation des gaz parfaits et savoir utiliser l’équation de van der Waals. Résumé : • Propriétés des gaz : o Substances

Nombre D’AVOGADRO Atome rtout le physicien suisse Daniel Bernoulli (1733), effectuent des calculs en supposant que les gaz sont formés de particules s'entrechoquant, et leurs résultats sont en accord avec l'expérience. C'est la conception « cinétique » des gaz, c'est-à-dire l'explication de la température et de la pression par des particules en mouvement. À ce stade, ressortaient trois notions : les corps chimiques sont décomposables en substances élémentaires ; les gaz sont composés

grande que le NH3 (17.031 g/mol). A la lumière des observations précédentes, le NH3 est plus rapide que le HCl parce qu’il est plus léger. Aussi dans la théorie cinétique des gaz, pour une même condition de température et de pression, l’énergie cinétique est la même pour tous les gaz. Ek = ½ m . v2 D’âpres l’équation précédente, l’énergie cinétique dépend de la masse et de la vitesse de la matière. Ainsi en diminuant la masse, la vitesse augmentera significativement. Les valeurs théoriques des vitesses

Théorie cinétique des gaz 2.1 Théorie cinétique du gaz parfait non relativiste . 2.1.1 Rappels . . . . . . . . . . . . . . . . . 2.1.2 Modèle à une dimension . . . . . . . . 2.1.3 Théorie cinétique à trois dimensions . . 2.1.4 La loi de Dalton . . . . . . . . . . . . 2.2 Quelques concepts utiles . . . . . . . . . . . . 2.2.1 Libre parcours moyen . . . . . . . . . 2.2.2 Temps libre moyen . . . . . . . . . . . 2.2.3 Section efficace de collision . . . . . . 2.3 Applications de la théorie cinétique . .

les systemes de recuperation d'energie cinetique. TPE 2011-2012 Introduction Le choix de notre sujet s’est porté sur le Système de Récupération de l’Énergie Cinétique, ou SREC (KERS en anglais pour Kinetic Energy Recovery System). Le système de récupération de l’énergie cinétique, dit SREC (ou KERS en anglais) est un système de freinage ayant pour but de récupérer l’énergie cinétique d’un objet lors d’une décélération et de la convertir en

Électrosynthèse : 2 2. Traitement de surface et corrosion : 2 3. Stockage et la conversion de l’énergie : 3 4. Méthodes d’analyse et de mesure : 3 5. Environnement et biologie : 4 III. GRANDS CONCEPTS EN ELECTROCHIMIE : 4 1- Thermodynamique électrochimique : 4 2- Mécanisme de réaction : 5 CONCLUSION : 6 REFERENCES BIBLIOGRAPHIQUES : 6 INTRODUCTION : L’électrochimie est la discipline scientifique qui s’intéresse aux relations entre la chimie et l’électricité. Elle décrit les phénomènes chimiques

–loi de Faraday 4 1.1.4 Réactions électrochimiques et corrosion métalliques 5 1.2 Equilibre chimique et électrochimiques 6 1.2.1 Equilibres chimiques 6 1.2.2 Equilibre électrochimique – Equation de Nernst 6 1.2.3 Diagramme d’équilibre potentiel-pH – Diagramme de Pourbay 7 1.3 Cinétique des réactions électrochimiques 8 1.3.1 Courbe de polarisation – résistance de polarisation 8 1.3.2 Polarisation de concentration 9 2 Nature électrochimique de la corrosion 9 2.1 Potentiel

en cours. I – Electrolyse de H2SO4 Dans cette première partie, on étudie le comportement cathodique de différents métaux en milieu acide afin de comprendre quel effet peut avoir la nature chimique de l’électrode de travail sur une réaction électrochimique. Les expériences sur le platine permettront aussi d’expliciter le comportement d’un milieu électrolytique classique en électrochimie et notamment de mettre en évidence les limites d’utilisation du solvant. Expérience 1 : Electrolyse de H2SO4

Chimie – Courbes intensité potentiel Courbes intensité potentiel • Système électrochimique (ou électrode) : Association d’un couple red/ox et d’un métal M permettant l’apport ou l’export d’électrons libres. • Intensité : Notée i, elle mesure le débit d’électrons. On rappelle que les électrons libres n’existent pas en solution. • Anode : Lieu de l’oxydation où les électrons remontent l’électrode. L’intensité algébriquement reçue y est positive. • Cathode : Lieu de la réduction où les électrons descendent

densité de charges qui peut exister à l’interface entre deux milieux présentant des constantes diélectriques de signes opposés. Cependant, le seul critère de haute sensibilité est difficile à obtenir. Les méthodes de transductions électrochimiques sont très courantes en raison de la simplicité des principes mis en jeu : La transduction par ampérométrie est basée sur la détection du courant électrique associé aux électrons générés par des réactions d’oxydo-réduction6. La transduction