Potentiel Electrochimique PDF

Preview

Summary

Cours biophysique sur la potentiel électrochimique ...

Description

POTENTIEL ELECTROCHIMIQUE : MESURE DE PH : POTENTIOMETRIE     

Le pH est le potentiel d’hydrogène, il correspond au cologarithme décimal de sa concentration en ions H+. Le potentiomètre est un voltmètre spécifique utilisé pour les mesures de potentiel. La potentiométrie est une méthode analytique basée sur des mesures de potentiel. L’électrode indicatrice est une demi-cellule dont le potentiel varie en fonction de l’activité analysée. L’électrode de référence est une demi-cellule dont le potentiel est connu, constant et indépendant de la solution à analyser.

1) Potentiel d’électrode 

1 électrode de métal est plongée dans une solution de l’un de ses sels. Il y a des échanges entre les 2.

L’équilibre des échanges se fait avec une création de ddp : le potentiel d’équilibre ou d’électrode.

2) Différence de potentiel 

Le potentiel d’une seule électrode est non mesurable directement. Il y a donc nécessiter de 2 électrodes (1 de référence et 1 de mesure). Le potentiel de jonction est un artifice pour qu’il soit quasi-nul :

3) Potentiel de référence 

Les quantités E, [M+] et [N+] sont accessibles à la mesure. On obtient une différence EM0 –EN0. La concentration individuelle n’est pas connue. Il est donc nécessaire de donner une valeur arbitraire au potentiel de référence

+ Il est petit, + le métal a tendance à passer en solution.

4) Potentiel de jonction 

Le potentiel de jonction est le potentiel crée à l’interface entre 2 solutions contenant différents électrolytes ou même électrolytes à concentrations différentes.

La migration est différente entre H+ et Cl-. Il y a une distribution inégale des charges avec création de couches électriquement chargée et création d’un potentiel de jonction Ej.

e

Le potentiel est constant (±0.1mV) et invariant dans le temps, connu avec exactitude. Il est indépendant de la composition de la solution à analyser. Il est fixé par un couple redox réversible et obéissant à l’équation de Nernst. Il est faiblement dépendant de la T°.

Elle est constituée d’un élément (en général un métal) en contact avec une solution contenant l’un de ses ions (sels).

L’électrode normale à hydrogène est l’électrode universelle.

deElectrodedeElectrode

Electrodenre Electrode du 2ème Electrode du 1er genre

Electrode de référence idéale

5) Electrodes

Elles sont formées d’un métal en contact avec une solution contenant : - 1 sel peu Elles sont constituées par un métal inerte (Au, Pt) en contact avec une solution contenant les formes oxydées et réduites d’un même corps (Fe2+, Fe3+) Malgré l’absence de l’ion correspondant, l’expérience prouve que l’électrode prend un potentiel bien déterminé. On admet que le métal peut échanger des électrons avec la solution et que ceux ci interviennent dans les

6) Pile de « concentration »



C’est une pile formée de 2 électrodes de 1er genre de même métal en contact avec 2 solutions de l’ion en concentrations différentes.



On peut appliquer la pile de concentration à la mesure du pH. On réalise une pile de concentration à hydrogène en réunissant par un pont de KCl l’électrode à hydrogène plongeant dans la solution de pH inconnue avec l’électrode à hydrogène de référence de pH=0. Le ddp mesurée est proportionnelle au pH inconnu. E=0.06pH. Si on remplace l’électrode à hydrogène par une électrode de référence au calomel : Eréelle = Emesurée – 0. 246 = 0.06pH.

7) Mesures colorimétriques  -

Certains composés organiques en solution ont une coloration différente selon le pH. Ce sont des indicateurs colorés. L’étude de leur coloration permet la mesure du pH. Avantages : très simple et très rapide. Inconvénients : peu sensible et inutilisable pour les solutions troubles ou colorées.



La plupart des indicateurs colorés peuvent être considérés comme des acides faibles (AH) dont les ions A- ont une couleur différente de la molécule non dissociée.

 -

Les conditions nécessaires pour qu’un indicateur se prête à 1 mesure colorimétrique de pH sont que : Les couleurs entre les 2 espèces du couple acide-base soient différentes La zone de virage soit relativement étendue.



Les méthodes de mesure colorimétrique sont peu précises et peu utilisées. Elles sont précises de 0.1 unité et on les utilise pour le pH de l’urine....