Potentiel Électrode Standard

Potentiel standard de l'électrode

Considère l'équation ci-dessous.

$$Cu^{2+}_{(aq)}+2e^{-}\rightleftharpoons Cu_{(s)}$$

Cette équation montre l'équilibre entre les ions ^Cu2+ et l'état fondamental du Cu. Il s'agit des deux états d'oxydation du cuivre - +2 et 0. L'ion cuivre doit gagner 2 électrons pour atteindre son état de base avec une charge nette de 0.

Le potentiel d'électrode est mesuré en volts. Le potentiel standard de l'électrode pour ^Cu2+ est de +0,34 volt.

Considérons l'atome de chlore. Tu sais que le chlore possède 7 électrons dans sa couche électronique externe et qu'il ne lui en faut qu'un de plus pour avoir une couche électronique stable complètement remplie. Cela signifie que le chlore a une forte tendance à gagner un électron et à exister avec un état d'oxydation de -1. Comme le potentiel standard de l'électrode est une mesure de la capacité d'une espèce à gagner ou à perdre un électron, le chlore a un potentiel standard de l'électrode élevé.

$$Cl_{2}+2e^{-}\rightleftharpoons 2Cl^{-}$$

L'E° du chlore est E° = +1,36V.

On dit qu'une espèce qui gagne des électrons subit une réduction et le potentiel de l'électrode mesuré pour ces réactions s'appelle le potentiel de réduction de cette espèce. Par conséquent, le potentiel de réduction du chlore est de +1,36 V. Le potentiel de réduction de ^Cu2+ est de +0,34V.

Voyons ce qu'il en est pour le vanadium.

$$V^{2+}+2e^{-}\rightleftharpoons V$$.

^V2+ a un potentiel de réduction de -1,2V. Que signifie le signe négatif ? Il implique que le vanadium est plus susceptible de perdre des électrons que d'en gagner, c'est-à-dire qu'il est plus susceptible d'être oxydé que d'être réduit. Par conséquent, le potentiel d'oxydation du vanadium est de +1,20 V.

Les 3 réactions écrites ci-dessus (^Cu2+, _Cl2,^V2+) sont appelées demi-équations ou demi-cellules. Elles ne montrent que le côté réduction d'une réaction chimique. Mais dans une réaction chimique, l'oxydation et la réduction se produisent en tandem. C'est pourquoi ces réactions sont appelées réactions d'oxydoréduction (réduction + oxydation) (joli nom, non ?).

En général, les demi-équations sont écrites comme des équations de réduction, et le potentiel standard de l'électrode est écrit comme le potentiel standard de réduction. Cela permet d'éviter toute confusion et de maintenir l'uniformité. Comme le potentiel d'oxydation n'est que le négatif du potentiel de réduction, il suffit de calculer l'un des deux.

Tableau des potentiels d'électrodes

Les potentiels d'électrode standard, E°, peuvent être répertoriés sous la forme d'une série électrochimique. On l'appelle aussi le tableau des potentiels d'électrodes. Ce tableau est constitué de demi-réactions d'espèces subissant une réduction et indiquant le potentiel de réduction de cette demi-réaction. La convention de l'UICPA veut que les demi-réactions soient toujours écrites comme des réactions de réduction, c'est-à-dire que les espèces gagnent toujours des électrons. C'est pourquoi lepotentiel d'électrode standard d'une espèce est le même que son potentiel de réduction standard. Cela permet d'établir une norme lors de la comparaison des potentiels d'électrode de deux espèces.

Fig. 1 : Tableau des potentiels d'électrodes |Inspirit

Le potentiel standard de l'électrode, E°, se réfère à des conditions de 298 K, 100 kPa et 1,00 mol ^dm-3 desolution d'ions.

Réactions d'oxydoréduction

Considérons les demi-équations pour le cuivre et le vanadium.

$$Cu^{2+}_{(aq)}+2e^{-}\rightleftharpoons Cu_{(s)}$$

$$V^{2+}+2e^{-}\rightleftharpoons V$$$

Et si nous combinions ces deux demi-équations ou demi-cellules ? L'une des deux (soit le cuivre, soit le vanadium) devra être celle qui donne des électrons et l'autre devra être celle qui accepte des électrons. Tu as déjà vu que le cuivre a tendance à accepter des électrons (à se réduire) et que le vanadium a tendance à perdre des électrons (à s'oxyder). Donc, naturellement, la demi-réaction pour le cuivre ira dans le sens direct, et la demi-réaction pour le vanadium ira dans le sens inverse. En d'autres termes, ^Cu2+ sera réduit en Cu, et V sera oxydé en^V2+.

Donne la réaction suivante :

$$Cu^{2+}_{(aq)}+V_{(s)}+2e^{-}\rightleftharpoons V^{2+}_{(aq)}+Cu_{(s)}+2e^{-}$$

Les électrons et la charge nette des deux côtés sont équilibrés.

$$Cu^{2+}_{(aq)}+V_{(s)}\rightleftharpoons V^{2+}_{(aq)}+Cu_{(s)}$$

L'ensemble de l'équation aura également une valeur de potentiel net de l'électrode. La valeur du potentiel net de l'électrode pour la réaction est la différence entre le potentiel de l'électrode de la réaction de réduction et le potentiel de l'électrode de la réaction d'oxydation. -

$$E\degree_{cell}=E\degree_{red}-E\degree_{ox}$$

Pour la cellule Cuivre-Vanadium, le Cuivre subit la réaction de réduction et le Vanadium subit la réaction d'oxydation.

$$E\degree _{red}=+0.34V$$$

$$E\degree _{ox}=-1.20V$$$

$$E\degree_{cell}=+0.34-(-1.20)$$

$$E\degree_{cell}=+0.34+1.20$$

$$E\degree_{cell}=+1.54V$$

Cellules galvaniques

Tu as vu comment deux demi-réactions peuvent se combiner pour donner une réaction d'oxydoréduction. Tu as également vu que ces réactions d'oxydoréduction ont une tension nette. Ainsi, les réactions d'oxydoréduction peuvent être utilisées pour former une cellule électrochimique appelée cellule galvanique, qui peut produire un courant électrique. En combinant les potentiels des électrodes des deux demi-réactions, elles forment un circuit électrique avec une tension nette.

Pour fabriquer une cellule galvanique, tu auras besoin de :

• 2 récipients pour contenir l'électrolyte des 2 demi-réactions.
• 2 électrodes.
• Un pont de sel. Le pont de sel est nécessaire pour faciliter le mouvement des ions d'un électrolyte à l'autre.
• Un fil pour relier les deux électrodes.
• Un voltmètre pour mesurer la tension aux bornes de la cellule.

Pour la cellule galvanique Zn-Cu, tu as besoin :

• Uneélectrode de zinc et uneélectrode de cuivre .
• Des solutions de sulfate de zinc (_ZnSO4) et de sulfate de cuivre (_CuSO4) pour les électrolytes.
• Une solution de chlorure de potassium (KCl) pour le pont salin.

Cellule galvanique Zn-Cu | Glossaire de chimie périodique

Tu sais déjà que dans la cellule Zn-Cu, le cuivre subit une réduction et le zinc une oxydation, c'est-à-dire que le cuivre gagne des électrons et le zinc en perd. Les atomes de zinc de l'électrode solide libèrent des électrons et se dissolvent sous forme d'ions ^Zn2+ dans la solution électrolytique _ZnSO4. Les électrons libérés par les atomes de Zn se déplacent à travers le fil de contact jusqu'à l'électrode de Cu. Les ions ^Cu2+ de l'électrolyte _CuSO4 gagnent ces électrons et se transforment en Cu solide avec l'électrode. Tout ce processus est facilité par la différence de potentiel électrique entre les deux demi-cellules, qui peut être mesurée dans le voltmètre fixé au fil reliant les deux électrodes.

Rappelle la définition du potentiel d'électrode que tu as lue au début de cet article. Maintenant que tu as compris le concept, définissons le potentiel d'électrode et révisons la définition du potentiel d'électrode standard.Dans une demi-pile, en raison de la séparation des charges entre l'électrode et l'électrolyte, l'électrode peut être chargée positivement ou négativement par rapport à l'électrolyte. Cette différence de charge est à l'origine de la différence de potentiel entre l'électrode et l'électrolyte. Cette différence de potentiel est le potentiel de l'électrode. Le potentiel d'électrode est appelé potentiel d'électrode standard lorsque la concentration de toutes les espèces impliquées dans une demi-cellule est égale à l'unité.

Il n'existe aucun moyen de mesurer le potentiel électrique d'un électrolyte, c'est pourquoi le potentiel d'électrode d'une espèce est mesuré selon cette définition :

Mesure du potentiel standard de l'électrode

Dans la section "Tableau des potentiels d'électrodes", nous avons brièvement mentionné que le potentiel d'électrode pour ^H+est considéré comme 0. C'est l'électrode de référence pour toutes les autres espèces et le potentiel d'électrode standard pour toutes les espèces est mesuré par rapport à H+^, appelée électrode standard à hydrogène (SHE). Dans cette section, nous verrons comment le potentiel de l'électrode standard est mesuré par rapport à l'électrode standard à hydrogène.

Tout d'abord, comment une électrode peut-elle être fabriquée à partir d'hydrogène ? C'est un tube dans lequel on fait passer de l'hydrogène gazeux. Un morceau de platine sert de contact électrique et également de catalyseur dans la demi-réaction de l'hydrogène. Le tube est plongé dans un électrolyte contenant des ions ^H+. L'autre moitié de la cellule galvanique est constituée de l'électrode dont le potentiel doit être mesuré.

Le montage permettant de calculer le potentiel standard de l'électrode de zinc est décrit dans la figure -

Mesure du potentiel de l'électrode de zinc par rapport à l'électrode d'hydrogène standard | Saylor.org

Dans cette cellule, le zinc forme la demi-cellule d'oxydation et l'ELLE forme la demi-cellule de réduction. Cela signifie que le zinc subit une oxydation et que l'hydrogène subit une réduction. Tu sais déjà que l'électrode où a lieu l'oxydation s'appelle l'anode et que l'électrode où a lieu la réduction s'appelle la cathode. Comme le zinc forme l'anode dans cette cellule et que le potentiel de l'électrode de la cathode est de 0 (puisqu'il s'agit d'un SHE), la force électromotrice mesurée pour cette cellule est négative. Mathématiquement, elle peut être calculée comme suit :

$$E\degree_{cathode}=0V$$$

$$E\degree_{cathode}=0.76V$$$

$$E{cell}=0-0.76$$

$$E_{cell}=E_{Zn}=-0.76V$$

Au début de cet article, nous avons défini le terme "potentiel d'électrode standard". Maintenant que nous avons tout compris autour de ce terme, redéfinissons-le.

Une cellule peut être réalisée à l'aide de deux espèces (deux demi-réactions). Le potentiel net de la cellule dépend du potentiel des électrodes des deux espèces.