Équation de Nernst

système ............................... 150 © Nathan, classe prépa Sommaire Avant-propos ......................................................................................................... 3 - Transformation chimique modélisée par plusieurs équations de réaction ... savoir résoudre les exercices ...................................................................... s’entraîner ................................................................................................... corrigés........

(dE/dT) àP,ni Qrev = ∫ TdS = TΔS =nFT (dE/dT) àP,ni Finalement ΔrH=ΔrG+TΔrS= nFT [ T (dE/dT) – E ] //// Potentiel d’électrode ou demi-pile E=U2 – U1 = (U2 – Usol2)+ (Usol2 - Usol1 ) (Usol1 – U1 ) Calcul du potentiel d’électrode - Loi de Nernst A + ne- = B E=E°+ RT/nF * ln (aA^a aH+^q)/ aB^b A 25°C 298.15K E=E°+ 0.059/n * log (aA^a aH+^q)/ aB^b ln (ab) = ln a + ln b ln(a/b) = ln a - ln b ln(a^n) = n ln a ///// Quotient réactionnel A + ne - = B E°1 C + ne - = D

fonctionnelle du matériau lui même, de son environnement ou du lui-même, système technique constitué par les deux facteurs." Ce matériau est souvent un métal, mais il peut être un verre, du plastique ou du béton. 3. Thermodynamique de la corrosion (loi de Nernst) Lorsqu’une lame métallique est plongée dans une solution non corrosive contenant des ions du même métal, il se produit au niveau de l’interface une double couche. Exemple : soit une électrode de cuivre dans une solution de cuivre 1 fois normale

et P) d’une phase homogène, grandeurs intensives de composition d’une phase : concentrations molaires volumiques, fractions molaires, pressions partielles pour un mélange idéal de gaz parfaits. Modélisation de la transformation par une unique équation de réaction : avancement de réaction, L’écriture de l’équation de réaction est l’occasion de faire le point sur la notion d’état coefficients stœchiométriques algébriques. (état initial, état en cours d’évolution, état final), sur celle

potentiel de membrane et mouvements ioniques • potentiel d’équilibre d’un ion • flux d’un ion à travers une membrane • l’équilibre de Donnan • différence de concentration ionique et potentiel • potentiel de membrane – équation de Goldman-Hodgkin-Katz potentiel de membrane – équation de conductance applications expérimentales • conductance d’un canal unitaire • potentiel d’inversion d’un courant membranaire documents accessibles sur : • le site de l’Université (http://www.u-bordeaux2.fr) à apprentoile

formation à 298 K (en kJ·mol−1 ) Ni + F2 = NiF2 Dr H˚298 = −657, 73 a. Nous allons utiliser la loi de Nernst pour déterminer le potentiel de l’électrode de nickel en fonction des conditions expérimentales, sachant que la concentration des ions nickel est de 1,00 mol·L−1 . Le couple étudié est le couple Ni2+ /Ni dont la demi-équation est : Ni 2+ + 2 e − = Ni Appliquons la relation de Nernst à ce couple : 0 E N i = E N i 2+ /N i + RT aox ln n F ared 0,06 0 = E N i 2+ /N i + Log Ni 2+ n 0,06

Dans l’exemple :  Nombre d’osmoles = Protéines dissociées en présence d’ions diffusibles    Cas réel. Augmentation moins forte de Equilibre final. Cas particulier :    Calcul des concentrations à l’équilibre Pour les ions diffusibles : Équation de Donnan Conservation de la masse Electroneutralité Permettent de trouver les valeurs des différents c. Formules Remarques Relation de Donnan : non applicable aux ions non diffusibles et en dehors de l’équilibre. Ions non monovalents : Cas particuliers

saturation en H2S et on augmente progressivement le pH à partir de pH = 0. Etude de la solution saturée de sulfure de dihydrogène. Corrigé proposé par Claude Raclot du Lycée des Haberges Propriété du site http://www.chimix.com 1. Ecrire les équations des réactions qui se produisent lors de la dissolution dans l'eau du sulfure de dihydrogène. 2. Etablir l'expression littérale de la concentration molaire en ions sulfure S2- en fonction de la concentration molaire en ions H3O+, de Ka1, Ka2, et c0

différentes. - une ligne ou barre double est utilisée pour une jonction. - l'anode est placée à gauche dans cette représentation. Exemples: Zn/Zn2+ (1M) // Cu2+ (1M) / Cu Pt/H2 (p=1 atm), HCl (x M), AgCl (Saturée)/ Ag II/ Potentiel Cellulaire II-1) Equation des Nernst: * L'énergie libre d'une réaction chimique mesure la tendance de cette réaction de se produire. En plus, elle représente la quantité maximale d'énergie (l'énergie due à l'expansion est mise à part) qui peut être obtenue d'un processus. Cependant

corps cellulaire (bloque le déclenchement de PA) II) Rappels conductances, forces électromotrices, concentrations ioniques Concentrations cellulaire : Na + extra, K+ inter, Ca2+ extra supérieur Eion = Potentiel de l’ion à son équilibre (équation Nernst) Gradient électrochimique : Vm-Eion avec Vm=potentiel membranaire Vm=f (conductances et potentiels équilibres) de chaque ions à l'intérieur et extérieur des cellules, autour de -60 mV (varie selon PA : hyper+dépolarisation / potentiel récepteur