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constante de réaction (oxydoréduction)
j'arrive pas à calculer la constante de réaction à353K avec la réaction H2+1/2O2=H2O
grâce aux demi equation :
2H+ + 2e-=H2
O2+4H+ + 4 e- = 2H2O
nous calculons grace a la formule de nernst les potentiels de chaque équation a l'equilibre nous disons que les 2 potentiels sont egaux lorsque l'on a les log des concentrations et des pressions. Est ce que log (de n'importe quoi) est toujours égal à log de K ?
JE trouve K = 1*10^59
est ce possible de trouver cela ?
Merci pour votre reponse
Bonsoir
Il s'agit d'exprimer le potentiel de Nernst de chaque couple oxydant/réducteur, pas de chaque équation !
Est ce que log (de n'importe quoi) est toujours égal à log de K ?
Cette phrase n'a pas de sens !
Il faut effectivement écrire qu'à l'équilibre les deux potentiels de Nernst sont égaux puis il faut "arranger" un peu l'égalité pour faire apparaître le logarithme de la constante d'équilibre. Pour ne pas chercher au hasard, il faut commencer par exprimer ce logarithme en fonction des différentes activités des espèces chimiques en présences.
Je te laisse réfléchir à tout cela et proposer une solution... Si nécessaire, tu trouveras sur ce forum de l'aide supplémentaire ensuite...
En fin de compte, je me pose les questions suivantes :
1) Pour établir à l'équilibre les deux potentiels de Nernst, les deux couples n'ont pas besoin d'avoir un élément en commun ? par exemple comme dans mon cas ? Je peux tout de même établir mon équilibre ? (EH2/H+)=(EO2/H2O)
demi equation :
2H+ + 2e-=H2
O2+4H+ + 4 e- = 2H2O
2) Comme mes n sont différents dans mes 2 équations, je ne peux pas utiliser la formule constante de réaction ? (K=10n((E1°-E2°)/0,06))
On peut utiliser cette formule seulement quand les n sont identiques dans les 2 demi-équations ?
Comment sait-on l'ordre entre E1° et E2° ?
J'ai donc calculer mon équilibre ainsi à 353K:
E=E°+0,07/n log (aox/ared)
RT/nF =ln10=0?07 avec R=8,314JK-1 T=353K et F=96485C.mol-1
Pour
EH2=(0,07/n)*log([H+]²/C°)/(PH2/P°)1
EO2=(0,07/4)*log((Po2/P°)*[H+]4/1²)+1,18
A l'équilibre EH2=EO2
je trouve
K=2,68*1067
3)L'oxydant est bien à la cathode ? et le réducteur à l'anode ?
4) je dois écrire les potentiels d'oxydoréduction E1 et E2 des couples (H+/H2) et (O2/H2O). J'ai écrit
E1=(EH+/H2)=0+(0,07/2)*log([H+]²/C°)/(PH2/P°)
E2=(EO2/H2O)=1,1,18+(0,07/4)*log((Po2/P°)*[H+]4/1²)
Est ce bon ?
5) je dois montrer que la fem de la pile ne dépend pas du pH ?
et je dois calculer la fem à 353K pour PH2=A bar et PO2=0,2 bar
Nous savons que la fem = (E+)-(E-)
or l'oxydation se déroule à l'anode et la réduction à la cathode
Donc
(EH+/H2)-(EO2/H2O)
Est ce cela ?
Merci pour votre aide
Pour établir à l'équilibre les deux potentiels de Nernst, les deux couples n'ont pas besoin d'avoir un élément en commun ? par exemple comme dans mon cas ?
Non ! Tu as ici un cas particulier.
) Comme mes n sont différents dans mes 2 équations, je ne peux pas utiliser la formule constante de réaction ? (K=10n((E1°-E2°)/0,06))
Non ! en plus : le "0,06" est valide à 298K pas à 353K. Cela dit, il est facile de se ramener dans ce cas particulier à une situation de ce type ; il suffit d'écrire la seconde demie équation de la façon suivante :
½ O2 + 2H+ + 2e- = H2O
La constante que tu obtiens est la constante d'équilibre de la réaction :
2H2 + O2 = 2H2O
Or, on te demande de cacluler celle de la réaction :
H2 + ½ O2 = H2O
On obtient la racine carrée de la valeur que tu obtiens : 5,0.1033 selon mon calcul en posant E°O2/H2O = 1,18V à 353K.
)L'oxydant est bien à la cathode ? et le réducteur à l'anode ?
Ta phrase est ambigue car dans une pile, chaque demie pile résulte de la mise en présence du réducteur et de son oxydant conjugué.
L'anode est la demie pile où se produit l'oxydation du réducteur, la cathode est la demie pile où se produit la réduction de l'oxydant.
Pour une pile l'anode est l'électrode négative et la cathode l'électrode positive, l'inverse de la situation obtenue dans un électrolyseur. ..
Merci beaucoup
Oui je me suis trompée en tapant c'est 0,07 pour 353K
C'est ce que j'avais pensé faire au début
½ O2 + 2H+ + 2e- = H2O
Mais en faisant la méthode que j'ai appliqué j'aurais dû trouver votre résultat. Soit je me suis trompée dans mes calculs soit je ne peut pas utiliser cette méthode ?
Dans tous les cas, je dois adapter mes demi-équations pour arriver au même n et utiliser (K=10n((E1°-E2°)/0,07)) pour 353K ?
Merci et bonnes fêtes de fin d'année
Dans tous les cas, je dois adapter mes demi-équations pour arriver au même n et utiliser (K=10n((E1°-E2°)/0,07)) pour 353K ?
Pas nécessairement mais alors c'est une expression du potentiel de Nernst qu'il faut adapter. Je reprends ta méthode en gardant tes deux demies équations avec 2 électrons pour le premier couple (H2O/H2) et 4 électrons pour le second (O2/H2O) :
On utilise alors le fait que, pour x réel positif :
On retombe ainsi sur une expression où le terme placé devant le logarithme est le même dans les deux expressions...
Merci beaucoup j'ai compris et je trouve comme vous.
Je dois trouver la quantité électrique et le travail electrique. J'ai trouve la fem ~ a 1,17
Mais je ne sais pas si ce que j'ai calcule est bon
Q=4*1×(10^3)×96,5×10^3
=3,86*10^8 pour 1 kg de h2
W=1,17*3,86*10^8
=451×10^6j
Merci
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