Equilibres ioniques et électrochimiques

Auteur(s) :

Soustelle, Michel Découvrir l'auteur

Résumé

Ouvrage en deux parties sur les équilibres ioniques et la thermodynamique électrochimique. La première partie contient les notions de dissociation des électrolytes et les phénomènes de solvatation dans les différents types de solvants aqueux et non aqueux. La deuxième partie aborde la thermodynamique électrochimique avec l'intervention de charges dans des champs électriques. ©Electre 2016

Éditeur(s)
- Iste éditions
Date
- 2016
Notes
- Bibliogr. Index
Langues
- Français
Description matérielle
- 1 vol. (294 p.) ; 24 x 16 cm
Collections
- Série thermodynamique chimique approfondie
Sujet(s)
- Thermochimie
- Équilibre ionique
ISBN
- 978-1-78405-134-1
Indice
- 541.1 Chimie physique, thermodynamique et réactions chimiques, cinétique chimique
Quatrième de couverture
- La série Thermodynamique chimique approfondie présente l'ensemble des thèmes de la thermodynamique utiles à la chimie, aux matériaux, à l'électrochimie, aux phénomènes de surface et au génie des procédés.
  Ce sixième volume comprend deux parties. La première est consacrée à l'étude des équilibres ioniques dans l'eau ou dans des solvants non aqueux. Sont ainsi successivement examinés la dissociation des électrolytes, les solvants et la solvatation, les équilibres acido-basiques, la formation des complexes, les équilibres rédox et les problèmes de précipitation.
  La deuxième partie traite de la thermodynamique électrochimique, avec l'étude de deux ensembles : les électrodes et les cellules électrochimiques. L'ouvrage se termine par l'étude des diagrammes potentiel-pH et de leur généralisation en milieu aqueux ou non aqueux
Tables des matières
- - Equilibres ioniques et électrochimiques
  - Michel Soustelle
  - ISTE éditions
  - Avant-propos 13
  - Première partie. Equilibres ioniques 17
  - Chapitre 1. Dissociation des électrolytes en solution 19
  - 1.1. Electrolytes forts, électrolytes faibles19
  - 1.1.1. La dissolution19
  - 1.1.2. La solvolyse20
  - 1.1.3. La fusion20
  - 1.2. Concentration moyenne et coefficient d'activité moyen des ions21
  - 1.3. Coefficient de dissociation d'un électrolyte faible22
  - 1.4. Conduction du courant électrique par les électrolytes24
  - 1.4.1. Nombres de transport et conductivité électrique d'un électrolyte25
  - 1.4.2. Conductivité équivalente et conductivité équivalente limite d'un électrolyte26
  - 1.4.3. Mobilité ionique27
  - 1.4.4. Relation entre conductivité équivalente et mobilités. Loi de Kohlrausch29
  - 1.4.5. Coefficient de dissociation apparent et conductivités équivalentes31
  - 1.4.6. Variations des conductivités équivalentes avec les concentrations32
  - 1.5. Détermination des coefficients de dissociation36
  - 1.5.1. Détermination du coefficient de dissociation par la méthode cryométrique36
  - 1.5.2. Détermination du coefficient de dissociation à partir des conductivités37
  - 1.6. Détermination du nombre d'ions produits par la dissociation38
  - 1.6.1. Utilisation de la conductivité molaire limite38
  - 1.6.2. Utilisation de la cryométrie39
  - 1.7. Grandeurs thermodynamiques relatives aux ions42
  - 1.7.1. L'enthalpie libre standard molaire de formation d'un ion42
  - 1.7.2. Enthalpie standard de formation des ions44
  - 1.7.3. Entropie absolue standard molaire d'un ion44
  - 1.7.4. Détermination de l'activité moyenne d'un électrolyte faible à partir de l'équilibre de dissociation45
  - Chapitre 2. Solvants et solvatation 47
  - 2.1. Les solvants47
  - 2.2. Solvatation et structure de l'ion solvaté49
  - 2.3. Thermodynamique de la solvatation51
  - 2.3.1. Grandeurs thermodynamiques de solvatation52
  - 2.3.2. Energie libre de solvatation. Modèle de Born53
  - 2.4. Transfert d'un soluté d'un solvant dans un autre59
  - 2.5. Coefficient d'activité de transfert moyen de solvatation d'un électrolyte63
  - 2.6. Détermination expérimentale du coefficient d'activité de transfert de solvatation64
  - 2.6.1. Détermination du coefficient d'activité d'un soluté moléculaire64
  - 2.6.2. Détermination du coefficient d'activité de transfert moyen d'un électrolyte fort66
  - 2.6.3. Evaluation du coefficient d'activité de transfert individuel d'un ion66
  - 2.7. Relation entre les constantes d'un même équilibre effectué dans deux solvants différents69
  - 2.7.1. Relation générale du changement de solvant sur une constante d'équilibre70
  - 2.7.2. Influence de la constante diélectrique du solvant sur la constante d'équilibre d'une réaction ionique71
  - Chapitre 3. Equilibres acido-basiques 75
  - 3.1. Définition des acides et des bases et réactions acido-basiques76
  - 3.2. Produit ionique d'un solvant amphiprotique77
  - 3.3. Forces relatives des acides et des bases78
  - 3.3.1. Définition de la constante d'acidité d'un acide78
  - 3.3.2. Activité protonique dans un solvant81
  - 3.4. Sens des réactions acide-base, domaines de prédominance83
  - 3.5. L'effet nivelant d'un solvant85
  - 3.6. Modélisation de la force d'un acide89
  - 3.6.1. Le modèle de la force d'un acide89
  - 3.6.2. Comparaison du comportement d'un acide dans deux solvants91
  - 3.6.3. Construction des zones d'activité des solvants94
  - 3.7. Les fonctions d'acidité, échelles d'acidité97
  - 3.8. Applications de la fonction acidité102
  - 3.8.1. Mesure du pKa d'un indicateur102
  - 3.8.2. Mesure de produits ioniques de solvant103
  - 3.9. Acidité dans les solvants moléculaires non protonés104
  - 3.10. Protolyse dans les solvants ioniques (sels fondus)105
  - 3.11. Autres échanges ioniques en solution106
  - 3.11.1. L'ionoscopie106
  - 3.11.2. L'acidité dans les sels fondus : définition de Lux et Flood107
  - 3.12. Solvoacidité et solvobasicité de Franklin et Gutmann109
  - 3.12.1. Définition de la solvoacidité109
  - 3.12.2. Solvoacidité dans les solvants moléculaires109
  - 3.12.3. Solvoacidité dans les sels fondus111
  - 3.13. Acidité au sens de Lewis112
  - Chapitre 4. Complexations et équilibres rédox 113
  - 4.1. Réactions de complexation113
  - 4.1.1. Stabilité des complexes113
  - 4.1.2. Compétition entre deux ligands sur un même accepteur118
  - 4.1.3. Méthodes d'étude des complexes parfaits119
  - 4.1.4. Méthodes d'étude des complexes imparfaits122
  - 4.1.5. Etude des complexes successifs126
  - 4.2. Réactions d'oxydoréduction128
  - 4.2.1. Electronégativité, échelles des électronégativités128
  - 4.2.2. Degrés d'oxydation135
  - 4.2.3. Définition des réactions d'oxydoréduction138
  - 4.2.4. Les deux familles de réactions d'oxydoréduction139
  - 4.2.5. Dismutation-antidismutation140
  - 4.2.6. Réactions d'oxydoréduction. Calcul des nombres stoechiométriques141
  - 4.2.7. Notion de couple rédox142
  - Chapitre 5. Réactions et équilibres de précipitation 145
  - 5.1. Solubilité des électrolytes dans l'eau. Produit de solubilité145
  - 5.2. Influence de la formation d'un complexe sur la solubilité d'un sel146
  - 5.3. Application du produit de solubilité à la détermination de la constante de stabilité d'ions complexes147
  - 5.4. Solution à plusieurs électrolytes en équilibre avec des phases solides pures148
  - 5.4.1. Action d'un sel à ions non communs sur la solubilité d'un sel149
  - 5.4.2. Action d'un sel avec un ion commun sur la solubilité d'un sel150
  - 5.4.3. Diagramme de phases de cristallisation d'un mélange de deux sels en solution151
  - 5.4.4. Formation de sels doubles ou de combinaisons chimiques à l'état solide152
  - 5.4.5. Systèmes quaternaires réciproques. Diagrammes carrés154
  - 5.5. Solution aqueuse électrolytique et solution solide156
  - 5.5.1. Equilibre thermodynamique entre une solution ionique liquide et une solution solide156
  - 5.5.2. Produit de solubilité d'une solution solide159
  - 5.6. Solubilité et pH164
  - 5.6.1. Solubilité et pH165
  - 5.6.2. Solubilité des oxydes dans les hydroxydes alcalins fondus166
  - 5.6.3. Solubilité dans les oxoacides et oxobases166
  - 5.7. Le calcul des équilibres en solutions ioniques167
  - Deuxième partie. Thermodynamique électrochimique 173
  - Chapitre 6. Thermodynamique de l'électrode 175
  - 6.1. Les systèmes électrochimiques175
  - 6.1.1. Le système électrochimique175
  - 6.1.2. Fonctions d'état électrochimiques176
  - 6.1.3. Potentiel électrochimique177
  - 6.1.4. Relation de Gibbs-Duhem pour les systèmes électrochimiques179
  - 6.1.5. Système chimique associé à un système électrochimique180
  - 6.1.6. Conditions générales d'équilibre d'un système électrochimique181
  - 6.2. L'électrode183
  - 6.2.1. Définition et réaction de l'électrode183
  - 6.2.2. Equilibre d'une électrode métallique isolée. Tension d'électrode absolue184
  - 6.2.3. Tension relative d'une électrode métallique. Relation de Nernst184
  - 6.2.4. Enthalpie libre chimique et électrochimique de la réaction d'électrode187
  - 6.2.5. Influence du pH sur la tension d'électrode188
  - 6.2.6. Influence du solvant et des espèces dissoutes sur la tension d'électrode190
  - 6.2.7. Influence de la température sur les potentiels normaux192
  - 6.3. Les différents types d'électrodes193
  - 6.3.1. Electrodes rédox193
  - 6.3.2. Electrodes métalliques198
  - 6.3.3. Electrodes à gaz200
  - 6.4. Equilibre de deux conducteurs ioniques en contact202
  - 6.4.1. Potentiel de jonction avec membrane semi-perméable202
  - 6.4.2. Potentiel de jonction de deux électrolytes avec membrane perméable202
  - 6.5. Applications de la relation de Nernst à l'étude de diverses réactions205
  - 6.5.1. Prévision des réactions rédox205
  - 6.5.2. Relations entre les tensions rédox des différents systèmes d'un même élément206
  - 6.5.3. Prévision des réactions de dismutation et d'antidismutation210
  - 6.5.4. Catalyse rédox211
  - 6.6. Potentiel rédox en solvant non aqueux211
  - 6.6.1. Echelle de potentiel rédox en milieu non aqueux211
  - 6.6.2. Oxydation et réduction du solvant214
  - 6.6.3. Influence du solvant sur les systèmes rédox en solvant non aqueux215
  - Chapitre 7. Thermodynamique des cellules électrochimiques 217
  - 7.1. Chaînes électrochimiques. Piles et électrolyseurs217
  - 7.2. Tension électrique d'une cellule électrochimique218
  - 7.3. Réaction de cellule220
  - 7.4. Influence de la température sur la tension de cellule. Formule de Gibbs-Helmholtz221
  - 7.5. Influence des activités sur la tension de cellule222
  - 7.6. Dissymétrie des cellules, cellules chimiques et cellules de concentration223
  - 7.7. Applications à la thermodynamique des cellules électrochimiques224
  - 7.7.1. Détermination des potentiels standards de piles224
  - 7.7.2. Détermination de la constante de dissociation d'un électrolyte faible à partir du potentiel d'une pile226
  - 7.7.3. Mesure de l'activité d'un constituant dans un électrolyte fort228
  - 7.7.4. Influence de formation des complexes sur le potentiel rédox231
  - 7.7.5. Méthodes d'études électrochimiques des complexes233
  - 7.7.6. Détermination du produit ionique d'un solvant240
  - 7.7.7. Détermination d'un produit de solubilité242
  - 7.7.8. Détermination des enthalpies, entropies et enthalpies libres de réaction243
  - 7.7.9. Détermination des enthalpies libres standards des ions243
  - 7.7.10. Détermination des entropies standards des ions244
  - 7.7.11. Mesure de l'activité d'un constituant d'une solution conductrice non ionique (solution métallique)245
  - 7.7.12. Mesure du coefficient d'activité de transfert d'un électrolyte fort247
  - 7.7.13. Evaluation du coefficient d'activité de transport individuel d'un ion248
  - Chapitre 8. Diagrammes potentiel-acidité 251
  - 8.1. Conventions251
  - 8.1.1. Conventions de tracé251
  - 8.1.2. Equations de frontières252
  - 8.2. Intersections de lignes du diagramme255
  - 8.2.1. Disposition relative des lignes au voisinage d'un point triple255
  - 8.2.2. Allure des lignes d'équiconcentration au voisinage d'un point triple256
  - 8.3. Tracé d'un diagramme : exemple du cuivre261
  - 8.3.1. Etape 1 : liste des espèces et données thermodynamiques261
  - 8.3.2. Etape 2 : choix des formes hydratées262
  - 8.3.3. Etape 3 : étude par degrés d'oxydation des réactions acide-base. Construction du diagramme de situation262
  - 8.3.4. Etape 4 : élimination des espèces instables par dismutation264
  - 8.3.5. Etape 5 : tracé du diagramme e-pH266
  - 8.4. Diagramme de l'eau superposé au diagramme d'un élément267
  - 8.5. Immunité, corrosion, passivation268
  - 8.6. Diagrammes potentiel-pX (e-pX)269
  - 8.7. Diagrammes potentiel-acidité dans un sel fondu270
  - Annexe A.1. Activités dans les solutions ioniques 273
  - Notations et symboles 281
  - Bibliographie 287
  - Index 289
Origine de la notice:
- Electre