Équation de Nernst

(ESI) La mesure d'ions en solution, par le biais d'électrodes spécifiques ioniques (ESI), s'appuie sur l'équation (1) de Nicolsky-Eisenman : U = U° + ∆jm = U° + zi   2.3 ⋅ RT z pot log a i + ∑ K i, j ⋅ a j j  (1)   zi ⋅ F i≠ j   Equation dans laquelle : (cf. schéma du montage page suivante): • U exprimée selon l’équation (2) est la différence de potentiel (ddp) mesurée référence Référence U = U cell = Φ + − Φ − = E interne ESI − E externe + ∆ j + ∆jm = U° + ∆jm (2) • U° inclut

l’interface : réactions anodiques et cathodiques –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

d'un réacteur fermé de composition uniforme. On souligne que l'on peut définir et mesurer ces vitesses indépendamment de toute équation stœchiométrique. Avancement d’une transformation représentée par une équation stœchiométrique unique. L’expression utilisée. Vitesse de réaction, dans ce même réacteur, pour une transformation représentée par une équation stœchiométrique unique. La vitesse de la réaction est définie comme une vitesse volumique de variation de l'avancement (ξ) :

d’Ellingham ? En quoi consiste l’approximation d’Ellingham ? À quoi correspondent les ruptures de pente sur une courbe d’Ellingham ? I.B.2) Les couples concernés par la coupellation sont les suivants : Couple (1) : Ag2 O/Ag Couple (2) : PbO/Pb Écrire les équations des réactions (1) et (2) d’oxydation de l’argent et du plomb respectivement rapportées à une mole de dioxygène. I.B.3) On donne pour les réactions (1) et (2) les expressions des enthalpies libres standard de réaction dans le domaine de température

rappels de lycée sur les dosages. 4 • Etats d’équilibre d’oxydo-réduction - rappels de lycée sur les définitions d’oxydant et de réducteur - rappels de lycée sur comment équilibrer une redox - détermination du nombre d’oxydation - loi et formule de Nernst - prévision du sens d’évolution - influence du pH Séance 2 : Correction des exercices sur les états d’équilibre •Thermochimie et thermodynamique • Etats d’équilibre acido-basiques • Etats d’équilibre d’oxydo-réduction Séance 3 : Correction des exercices

présentes dans la pile et de la quantité d’électrons que ces matières peuvent délivrer. Pour expliquer ce phénomène, il est nécessaire de s’intéresser plus particulièrement aux réactions électrochimiques, et aux équations qui les décrivent. Dans le domaine de l’électrochimie, l’équation de Nernst permet de donner la tension d’équilibre d’un système d’oxydation ou de réduction en fonction des caractéristiques des matières de ce système et de la température. Elle s’écrit : Où : E est la tension d’équilibre

Transferts transmembranaires : PLAN ! Transferts passifs en solution ou au travers d’une membrane " Diffusion, et loi de Fick, " Filtration , la dialyse rénale, " Migration, " Osmose, " loi de Van’t Hoff (C3), mécanisme de Starling, " Donnan, équation de Nernst ! Transports facilités et actifs Transports transmembranaires : Introduction ! Le caractère hydrophobe de la bi-couche lipidique permet à la cellule de maintenir des concentrations de solutés différentes de part et d'autre de la membrane,

9 On considère la demi-équation électronique : I3-(aq) + 2 e- → 3 I-(aq) 0,06 a(I -) log 3- 3 2 a(I ) 0,06 [I ] C°2 = E°(I3-/I-) + log 3 - 3 2 [I ] 0,06 0,10 . 12 = 0,54 + log 2 0,603 On applique la loi de Nernst pour déterminer le potentiel de la solution : E(I3-/I-) = E°(I3-/I-) + AN : E(I3-/I-) = 0,53 V A.3.2 Dosage du cuivre (II) par iodométrie : suivi colorimétrique A.3.2.1 On a une réaction entre les ions iodures et les ions cuivre (II) selon les deux demi-équations sont : ( Cu2+(aq) + I-(aq)

chimie. Dans les cours, on tachera à montrer que la chimie est une science vivante en multipliant les exemples tirés des différentes productions industrielles de la chimie ou des transformations chimiques qui se déroulent dans la nature. La mise en équation et la résolution mathématique des situations ne doivent pas prendre le dessus sur la compréhension des phénomènes chimiques. Un autre point fort de la chimie, qu’il est bon de souligner, est sa connexion intime avec les autres disciplines scientifiques

incapable de suivre les cours, de prendre des notes et de les travailler de façon scolaire »[2] . Au cours de cette période, il approfondit ses connaissances en autodidacte par la lecture de livres de référence, comme ceux de Boltzmann, de Helmholtz et de Nernst. Son ami Michele Besso l’initie aux idées de la Mécanique de Ernst Mach. Selon plusieurs biographies, cette période de 1900 à 1902 est marquée par la précarité de sa situation : il postule à de nombreux emplois sans être accepté. La misère d’Albert