8.3. Relation de Nernst
tive vers la borne négative, Cu est le pôle + et Zn le pôle Si des électrons quittent
l’électrode métallique Zn, cela signifie qu’il s’est produit l’oxydation :
Zn-»Zn2 + + 2e~
De même, si des électrons arrivent sur l’électrode métallique Cu, cela signifie qu’il
s’est produit la réduction :
Cu2 + + 2e--»Cu
La réaction globale de fonctionnement de la pile est la somme des demi équations
des demi piles, soit :
Zn + Cu2 + —> Zn2 + + Cu
On voit que le zinc est oxydé et que le cuivre est réduit : cela signifie que, dans les
conditions de l’expérience, Cu2 + est un oxydant plus fort que Zn2 +. Par ailleurs, le
voltmètre (de très grande résistance, donc courant négligeable) indique que la f.é.m.
de la pile vaut :
\E = E+-E~= 1,1 V
Bien sûr, E+ est supérieur à E~, ce qui signifie que le potentiel redox du couple
Cu2 +/Cu, dans les conditions de l’expérience, est supérieur au potentiel du couple
Zn2+/Zn. La connaissance des potentiels redox des couples nous indique donc dans
quel sens la réaction spontanée d’oxydoréduction se produit. Les potentiels redox se
calculent à partir de la relation de Nernst.
8.3. RELATION DE NERNST
<3
f>un
p h o to c o p ie n o n
au to risée est
un
d é lit.
Les potentiels redox des couples oxydant/réducteur dépendent de la température, de
la pression, et des concentrations des espèces. Écrivons la demi équation électronique générale :
aOx + bB + /!f = cC = d Réd
On peut alors démontrer que le potentiel redox du couple s écrit :
RT
[Ox]a[B]b
E = E°(Ox / Réd) + — ln —— -------T
nF [C] .[Réd]
* E°(Ox/Réd) est le potentiel redox normal ou standard, c est-a-dire le potentiel
quand les concentrations son égales à 1 mol • L '.Le potentiel E ne dépend que
de la température, que l’on prend, en général, égale à 298 K. Les valeurs des E
sont consignées dans des tables.
• R est la constante des gaz parfaits, égale à 8,31 Pa ■ m ■ • mol 1 • K '.
• F représente 1 Faraday, soit 96 500 C.
• n est le nombre d’électrons échangés.
• T est la température absolue (en K).
tive vers la borne négative, Cu est le pôle + et Zn le pôle Si des électrons quittent
l’électrode métallique Zn, cela signifie qu’il s’est produit l’oxydation :
Zn-»Zn2 + + 2e~
De même, si des électrons arrivent sur l’électrode métallique Cu, cela signifie qu’il
s’est produit la réduction :
Cu2 + + 2e--»Cu
La réaction globale de fonctionnement de la pile est la somme des demi équations
des demi piles, soit :
Zn + Cu2 + —> Zn2 + + Cu
On voit que le zinc est oxydé et que le cuivre est réduit : cela signifie que, dans les
conditions de l’expérience, Cu2 + est un oxydant plus fort que Zn2 +. Par ailleurs, le
voltmètre (de très grande résistance, donc courant négligeable) indique que la f.é.m.
de la pile vaut :
\E = E+-E~= 1,1 V
Bien sûr, E+ est supérieur à E~, ce qui signifie que le potentiel redox du couple
Cu2 +/Cu, dans les conditions de l’expérience, est supérieur au potentiel du couple
Zn2+/Zn. La connaissance des potentiels redox des couples nous indique donc dans
quel sens la réaction spontanée d’oxydoréduction se produit. Les potentiels redox se
calculent à partir de la relation de Nernst.
8.3. RELATION DE NERNST
<3
f>un
p h o to c o p ie n o n
au to risée est
un
d é lit.
Les potentiels redox des couples oxydant/réducteur dépendent de la température, de
la pression, et des concentrations des espèces. Écrivons la demi équation électronique générale :
aOx + bB + /!f = cC = d Réd
On peut alors démontrer que le potentiel redox du couple s écrit :
RT
[Ox]a[B]b
E = E°(Ox / Réd) + — ln —— -------T
nF [C] .[Réd]
* E°(Ox/Réd) est le potentiel redox normal ou standard, c est-a-dire le potentiel
quand les concentrations son égales à 1 mol • L '.Le potentiel E ne dépend que
de la température, que l’on prend, en général, égale à 298 K. Les valeurs des E
sont consignées dans des tables.
• R est la constante des gaz parfaits, égale à 8,31 Pa ■ m ■ • mol 1 • K '.
• F représente 1 Faraday, soit 96 500 C.
• n est le nombre d’électrons échangés.
• T est la température absolue (en K).