Pour en finir avec Stanley Meyer...

[nlc]

J'ai donné cela dés le début avec plein de liens en particulier Debye mais c'est trop de connaissances de physique clairement !!

J'y peux rien si c'est complexe, mais basé sur la loi de Coulomb d'attraction des charges entre elles, avec la difficulté qu'il y a un grand nombre de charges de signes opposées dans le liquide !!!

La constante 80 de l'eau existe au niveau microscopique, même avec NaOH qui est dissocié par cet constante diélectrique qui diminue la cohésion de NaOH en l'ionisant !!

lire Debye déjà indiqué mais pas lu:
http://fr.wikipedia.org/wiki/Longueur_de_Debye
http://en.wikipedia.org/wiki/Debye_length
0,7nm d'épaisseur de l'épaisseur du condensateur environ !!!
Se rapproche du microfarad par cm2 !!

Je suis pas physicien et ne maîtrise pas toutes ces formules, mais puisque tu sembles les maîtriser répond juste à cette question toute simple (avec une réponse simple si possible) :

Le résultat de ces formules et donc les distances de ces fameux isolants dont tu parles (et donc la tension seuil pour pouvoir les traverser) reposent sur tout un tas de variables différentes, qui sont fortement dépendantes du milieu, du type d'ions, de leur concentration, etc...

Alors comment est-il possible de toujours arriver à ce même résultat figé, à savoir que le seuil de tension à dépasser avant circulation du courant réel dans l'électrolyte est de précisément 1.23V ?

[dedeleco]

1,23V égale la tension électrochimique de dissociation de une molécule d'eau qui correspond à son énergie de liaison chimique.
De fait somme des potentiels électrochimiques de OH- et H+
Voir les liens déjà donnés !!
http://en.wikipedia.org/wiki/Electrolysis_of_water
http://en.wikipedia.org/wiki/Standard_e ... ta_page%29
http://fr.wikipedia.org/wiki/Liste_de_p ... _standards

Thermodynamics of the process

Decomposition of pure water into hydrogen and oxygen at standard temperature and pressure is not favorable in thermodynamical terms.

Anode (oxidation): 2 H2O(l) → O2(g) + 4 H+(aq) + 4e− Eo
ox = -1.23 V (Eo
red = 1.23 )[3])
Cathode (reduction): 2 H+(aq) + 2e− → H2(g) Eo
red = 0.00 V

Thus, the standard potential of the water electrolysis cell is -1.23 V at 25 °C at pH 0 (H+ = 1.0 M). It is also -1.23 V at 25 °C at pH 7 (H+ = 1.0×10−7 M) based on the Nernst Equation.

The negative voltage indicates the Gibbs free energy for electrolysis of water is greater than zero for these reactions. This can be found using the G = -nFE equation from chemical kinetics, where n is the moles of electrons and F is the Faraday constant. The reaction cannot occur without adding necessary energy, usually supplied by an external electrical power source.
An electrolyte anion with less standard electrode potential than hydroxide will be oxidized instead of the hydroxide, and no oxygen gas will be produced. A cation with a greater standard electrode potential than a hydrogen ion will be reduced in its stead, and no hydrogen gas will be produced.

Une promenade accompagnée dans google et wikipedia !!!

[nlc]

C'était la pause biberon du fiston ^^

Retour au point de départ mais on a enlevé tous les processus barbares pour lesquels tu as mis les liens, qui existent mais doivent provoquer un rôle très minime pour ce qui nous intéresse puisqu'au final ça ne joue pas sur les 1.23V.

1,23V égale la tension électrochimique de dissociation de une molécule d'eau qui correspond à son énergie de liaison chimique.

Non ce n'est pas la tension de dissociation de molécule d'eau, car il faudrait 1.23V "aux bornes" de la molécule qu'on veut dissocier or les 1.23V sont sur les électrodes entre lesquelles il doit y avoir un bon paquet de molécules (enfin je suppose qu'il y en a un paquet...)

Ces 1.23V c'est simplement le potentiel redox entre O2 et H2, donc entre ces 2 éléments chimiques déjà dissociés.

De fait somme des potentiels électrochimiques de OH- et H+

Non de O2 et H2, voir ton propre lien :http://fr.wikipedia.org/wiki/Liste_de_potentiels_standards

Ce n'est donc pas une tension de dissociation mais la différence de potentiel électrochimique entre les 2 couples O2 et H2.
C'est le principe de la pile à combustible, si tu as 2 électrodes vierges dans un électrolyte , tu as 0V à leur bornes, on place de l'O2 d'un côté de de l'H2 de l'autre, et 1.23V vont apparaître sur les électrodes. A ce stade si je veux injecter du courant dans la cellule pour générer de l'O2 et de l'H2, il me faudra impérativement une tension d'alim supérieure à 1.23V, c'est une évidence et je l'ai jamais nié ça !

Anode (oxidation): 2 H2O(l) → O2(g) + 4 H+(aq) + 4e− Eo
ox = -1.23 V (Eo
red = 1.23 )[3])
Cathode (reduction): 2 H+(aq) + 2e− → H2(g) Eo
red = 0.00 V

Oui c'est bien ça montre l'ordre des évènements, le passage du courant provoque la dissociation de 2 H2O qui donne O2 sur l'anode et H2 sur la cathode. Et ce H2 et O2 crée alors la tension d'effet pile de 1.23V (que l'on retrouve aux bornes des électrodes et non "aux bornes" d'une molécule!!), qui oblige forcément à alimenter la cellule avec une tension supérieure si on veut continuer à faire circuler du courant, ce qui correspond à ce que tu as mis en gras dans ta citation et que je n'ai jamais nié !! Si on veut faire une électrolyse y a pas le choix il faut une tension supérieure à ce seuil. Va voir mon site c'est la première chose que j'explique quasiment !!

Mais c'est définitivement pas ça qui nous intéresse c'était juste la phase particulière du pic de courant au démarrage sur des électrodes vierges avec tension d'alim < 1.23V....

[elephant]

nlc ( qui souffre d'insomnies, comme moi, apparemment ) a dit:

c'était juste la phase particulière du pic de courant au démarrage sur des électrodes vierges avec tension d'alim

Je ne nie pas l'existence de ce pic, car tu l'as vu, mais ne s'agirait-il pas d'autre chose ? La période de charge du "condensateur" ( ou de l'accu constitué par la cellule d'électrolyse )par exemple.

J'ai toujours constaté un fort appel de courant à la mise en charge d'une batterie.

[dedeleco]

Sam 05 Nov 2011, 04:53
de très bonne heure !!

C'est vite complexe, car les chargeurs et alimentation ont de fortes capacités qui se déchargent dans l'accu aussi si la tension de départ est un peu plus élevée, vu la très faible résistance interne de bons accus .

La cellule d'électrolyse en dessous du seuil de tension est un condensateur certainement avec pas mal de charges qui coincées s'accumulent le plus possible contre l'électrode coincées.

Enfin cela commence à être assimilé.

Cela peut être testé suivant les indications que j'ai donné çi dessus, charge stockée, temps, diffusion, en fonction des paramètres du système.

[nlc]

Je ne nie pas l'existence de ce pic, car tu l'as vu, mais ne s'agirait-il pas d'autre chose ? La période de charge du "condensateur"

Admettons qu'il s'agisse d'un condensateur, alors dans ce cas je propose à dedeleco qui maîtrise parfaitement la physique et toutes formules très complexes de nous calculer la valeur théorique de l'éventuel condensateur formé par 2 électrodes de 50cm² en inox 304, espacées de 10mm, dans un electrolyte composé d'eau distillée pure et de NaOH avec une concentration de 30%, et température 25°c.

Car Deleleco dit que dans la phase dont on parle la cellule se comporte comme un condensateur, mais ce n'est qu'une hypothèse et j'attends un résultat chiffré de sa part que l'on pourra facilement vérifier.

( ou de l'accu constitué par la cellule d'électrolyse )par exemple.

Alors si c'est l'effet accu alors c'est bien un peu d'O2 et d'H2 qui sont apparu pour charger l'accu à 1V.
Tout comme le processus de charge de n'importe quel accu qui commence en dessous de sa valeur nominale qui correspond à la tension de couple électrochimique de ses électrodes.

J'ai toujours constaté un fort appel de courant à la mise en charge d'une batterie.

Normal, au moment où tu branches le chargeur, la tension batterie est à son minimum alors que la tension chargeur est au maximum, donc la plus forte différence de potentiel possible

[nlc]

La cellule d'électrolyse en dessous du seuil de tension est un condensateur certainement avec pas mal de charges qui coincées s'accumulent le plus possible contre l'électrode coincées.

Hypothèses, et ce dont tu parles devrait faire une barrière supplémentaire en plus des 1.23V. Ce que je comprends pas c'est que nous inonde de liens pour des trucs très complexes, mais les maîtrises-tu toi même alors que tu n'as manifestement pas compris ce qu'est un potentiel redox entre 2 couples électrochimiques ?

Cela peut être testé suivant les indications que j'ai donné çi dessus, charge stockée, temps, diffusion, en fonction des paramètres du système.

Avant de tester il faut une valeur chiffrée, donc j'attends la valeur de la capa théorique que tu vas nous calculer en fonctions des paramètres précis que j'ai détaillé au dessus.

[JCV59]

Bonjour,

Je vois que vous parlez de condensateur, lors de ces essais, j'avais calculer la capa de notre petite cellule (valeurs retrouvées dans mes notes de l'époque):

- Capa théorique dans l'air (par calcul) : 23pF
- Capa mesurée au capacimètre : environ 25pF (capacimètre du multimètre assez imprécis, mais l'ordre de grandeur y est).
- Capa théorique dans l'eau 23 x 80 = 1.84nF
- La capa dans l'eau est impossible à mesuré au capacimètre à cause la résistance trop faible de cette capa.

- On a cherché à mesuré cette capa par une méthode de constante de temps de décharge, et on trouve quelque chose d'énorme, plusieurs centaines de µF (de mémoire, je n'ai pas retrouvé le calcul).

JC

[nlc]

Calculer une valeur par la constante de temps de décharge mesurée à l'oscillo ne prouve pas que la cellule se comporte comme une capa, vu que la forme de la courbe serait la même si la cellule se comportait comme une pile à combustible qui a bouffé tout son combustible (O2 et H2).

[JCV59]

Autre remarque:

L'eau était de l'eau du robinet.

A l’ohmmètre la résistance mesurée entre les plaques était supérieure à 2Mohms, normal puisque la tension de mesure était de 0.25V, donc inférieure à l'effet de pile.

Et pourtant le capacimètre n'arrive pas à mesuré la capa, parce qu'il trouve un coefficient de surtension extrêmement faible.

JC