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“MPSI-fin” — 2013/7/22 — 9:45 — page 535 — #543
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ÉTUDE DES PILES
E Ox 1 /Red 1 = E ◦
Ox 1 /Red 1
(T ) −
0, 06
n
γpH +
0, 06
n
log
a α
Ox 1
a
β
Red 1
.
La grandeur :
E
◦
Ox 1 /Red 1
(T ) −
0, 06
n
γpH / V
est une constante pour un pH donné, il s’agit alors du potentiel standard apparent relatif au
couple Ox 1 /Red 1 dans des conditions de pH fixées. Considérons maintenant la demi-équation
d’oxydoréduction relative au couple AgCl(s)/Ag(s) écrite sous la forme :
AgCl (s) + e
−
=
Ag (s) + Cl
−
le potentiel d’oxydoréduction s’écrit :
E = E
◦
AgCl/Ag + 0, 06 log
1
Cl
−
/ V
car les solides ont tous une activité égale à 1. Considérons désormais un troisième cas : celui
d’une électrode de platine (métal inerte ne participant pas à un échange électronique) au
contact du couple MnO
–
4 /Mn 2+ . La demi-équation d’oxydoréduction s’écrit :
MnO
−
4
+ 8 H
+
+ 5 e
−
=
Mn
2+
+ 4 H 2 O.
Le potentiel d’oxydoréduction prend à 25 °C la forme :
E = E
◦
MnO
−
4 /Mn 2+ +
0, 06
5
log
MnO
−
4
[H + ]
8
Mn
2+
= E
◦
MnO
−
4 /Mn 2+ −
0, 06
5
8pH +
0, 06
5
log
MnO
−
4
Mn
2+
.
La grandeur :
E
◦
MnO
−
4 /Mn 2+ −
0, 06
5
8pH / V
correspond au potentiel standard apparent du couple MnO
–
4 /Mn 2+ dans des conditions de
pH fixées.
Notez l’impérieuse nécessité, pour appliquer une équation de NERNST à partir
d’une demi-équation d’oxydoréduction, d’écrire une demi-équation équilibrée avec
des ions H + (et jamais HO
– même si le milieu est basique). En effet les potentiels
standard utilisés en pratique sont des potentiels standard dits « à pH = 0 », c’est-àdire relatifs à des demi-équations équilibrées avec des ions H + .
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E Ox 1 /Red 1 = E ◦
Ox 1 /Red 1
(T ) −
0, 06
n
γpH +
0, 06
n
log
a α
Ox 1
a
β
Red 1
.
La grandeur :
E
◦
Ox 1 /Red 1
(T ) −
0, 06
n
γpH / V
est une constante pour un pH donné, il s’agit alors du potentiel standard apparent relatif au
couple Ox 1 /Red 1 dans des conditions de pH fixées. Considérons maintenant la demi-équation
d’oxydoréduction relative au couple AgCl(s)/Ag(s) écrite sous la forme :
AgCl (s) + e
−
=
Ag (s) + Cl
−
le potentiel d’oxydoréduction s’écrit :
E = E
◦
AgCl/Ag + 0, 06 log
1
Cl
−
/ V
car les solides ont tous une activité égale à 1. Considérons désormais un troisième cas : celui
d’une électrode de platine (métal inerte ne participant pas à un échange électronique) au
contact du couple MnO
–
4 /Mn 2+ . La demi-équation d’oxydoréduction s’écrit :
MnO
−
4
+ 8 H
+
+ 5 e
−
=
Mn
2+
+ 4 H 2 O.
Le potentiel d’oxydoréduction prend à 25 °C la forme :
E = E
◦
MnO
−
4 /Mn 2+ +
0, 06
5
log
MnO
−
4
[H + ]
8
Mn
2+
= E
◦
MnO
−
4 /Mn 2+ −
0, 06
5
8pH +
0, 06
5
log
MnO
−
4
Mn
2+
.
La grandeur :
E
◦
MnO
−
4 /Mn 2+ −
0, 06
5
8pH / V
correspond au potentiel standard apparent du couple MnO
–
4 /Mn 2+ dans des conditions de
pH fixées.
Notez l’impérieuse nécessité, pour appliquer une équation de NERNST à partir
d’une demi-équation d’oxydoréduction, d’écrire une demi-équation équilibrée avec
des ions H + (et jamais HO
– même si le milieu est basique). En effet les potentiels
standard utilisés en pratique sont des potentiels standard dits « à pH = 0 », c’est-àdire relatifs à des demi-équations équilibrées avec des ions H + .
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