Chap. 8. Oxydoréduction
On préfère souvent écrire la relation de Nernst avec le logarithme décimal et en
remplaçant les constantes R. T et F par leurs valeurs numériques .
[oxr[B]b
E = £°(0x / Réd) + (0,06 / n) log-^—2-----[C] [Rédr
Dans l'expression du potentiel de Nernst, on indique uniquement Les espèces
dont on peut définir Les concentrations, ce qui signifie que Les solides (les
métaux réducteurs) n'y apparaissent pas. En réalité, en toute rigueur, ce sont
les activités qui interviennent (Les activités des solides valent 1), mais avec une
bonne approximation, on pourra prendre Les concentrations.
L’électrode à hydrogène sert de référence pour l’échelle des potentiels redox dont
l’origine est le potentiel de l’électrode standard à hydrogène. On a donc :
E°(H+/H2) = 0,00 V
Si on exprime le potentiel redox de l’électrode à hydrogène, à partir de la relation de
Nernst, on peut montrer, qu’à la pression p (H2) = 1 bar, il s’écrit :
E = E°(H +/H2) - 0,06 pH
On voit que si la concentration en H+ vaut 1 mol • L- le pH vaut 0 et on retrouve
bien E = E°. On appelle potentiel standard apparent et on note E°' ou E'° la valeur
du potentiel de l’électrode à hydrogène à un pH donné (toujours pour p (H2) = 1 bar).
Ainsi, à pH = 12, le potentiel standard apparent vaut :
E>° = 0,00 - 0,06 (12) = - 0,72 V
Si on considère la demi pile (ou électrode) constituée par du platine trempant dans
une solution acide contenant un mélange d’ions permanganate MnO^ et de son
réducteur conjugué, Mn2+, la demi équation électronique s’écrit :
MnOj + 8 H+ + 5 e~ = Mn2+ + 4 H2O
Le potentiel redox, selon Nernst, s’écrit alors :
E = E° + 0,06 / 5 log |[MnO; ] • [h+ J /[ Mn2
On voit que la concentration des ions hydronium intervient dans l’expression du
potentiel, donc ce dernier dépend du pH. De plus, l’eau étant le solvant, sa concentration peut être considérée comme constante : elle est donc déjà intégrée dans E°.
8.4. ÉTAT D'ÉQUILIBRE
Considérons la réaction générale d’oxydoréduction suivante :
a OX| + b Red2= c Red! + d Ox2
On préfère souvent écrire la relation de Nernst avec le logarithme décimal et en
remplaçant les constantes R. T et F par leurs valeurs numériques .
[oxr[B]b
E = £°(0x / Réd) + (0,06 / n) log-^—2-----[C] [Rédr
Dans l'expression du potentiel de Nernst, on indique uniquement Les espèces
dont on peut définir Les concentrations, ce qui signifie que Les solides (les
métaux réducteurs) n'y apparaissent pas. En réalité, en toute rigueur, ce sont
les activités qui interviennent (Les activités des solides valent 1), mais avec une
bonne approximation, on pourra prendre Les concentrations.
L’électrode à hydrogène sert de référence pour l’échelle des potentiels redox dont
l’origine est le potentiel de l’électrode standard à hydrogène. On a donc :
E°(H+/H2) = 0,00 V
Si on exprime le potentiel redox de l’électrode à hydrogène, à partir de la relation de
Nernst, on peut montrer, qu’à la pression p (H2) = 1 bar, il s’écrit :
E = E°(H +/H2) - 0,06 pH
On voit que si la concentration en H+ vaut 1 mol • L- le pH vaut 0 et on retrouve
bien E = E°. On appelle potentiel standard apparent et on note E°' ou E'° la valeur
du potentiel de l’électrode à hydrogène à un pH donné (toujours pour p (H2) = 1 bar).
Ainsi, à pH = 12, le potentiel standard apparent vaut :
E>° = 0,00 - 0,06 (12) = - 0,72 V
Si on considère la demi pile (ou électrode) constituée par du platine trempant dans
une solution acide contenant un mélange d’ions permanganate MnO^ et de son
réducteur conjugué, Mn2+, la demi équation électronique s’écrit :
MnOj + 8 H+ + 5 e~ = Mn2+ + 4 H2O
Le potentiel redox, selon Nernst, s’écrit alors :
E = E° + 0,06 / 5 log |[MnO; ] • [h+ J /[ Mn2
On voit que la concentration des ions hydronium intervient dans l’expression du
potentiel, donc ce dernier dépend du pH. De plus, l’eau étant le solvant, sa concentration peut être considérée comme constante : elle est donc déjà intégrée dans E°.
8.4. ÉTAT D'ÉQUILIBRE
Considérons la réaction générale d’oxydoréduction suivante :
a OX| + b Red2= c Red! + d Ox2