Électrode normale à hydrogène

L'électrode normale à hydrogène est composée d'une solution d'ions hydronium (H₃O⁺) en contact avec du dihydrogène gazeux (H₂) et une tige de platine (Pt).

Elle est symbolisée par ${\displaystyle Pt\mid H_{2(g)},H_{(aq)}^{+}}$

Elle met donc en œuvre le couple redox ${\displaystyle H_{(aq)}^{+}/H_{2(g)}}$ et fait intervenir la réaction : ${\displaystyle 2H^{+}+2e^{-}=H_{2}}$.

Tout ceci dans des conditions particulières :

• pression de dihydrogène : ${\displaystyle p(H_{2})=1bar}$
• concentration des ions oxonium : ${\displaystyle c(H^{+})=1,0mol.L^{-1}}$

On rappelle que l'équation mise en œuvre est : ${\displaystyle 2H^{+}+2e^{-}=H_{2}}$.

D'où d'après l'équation de Nernst : ${\displaystyle E=E^{o}(H^{+}/H_{2})+{\frac {RT}{2F}}\ln {{\Biggl (}{\frac {\gamma (H^{+})^{2}}{\gamma (H_{2})}}{\Biggr )}}+{\frac {RT}{2F}}\ln {{\Biggl (}{\frac {c(H^{+})^{2}}{p(H_{2})}}{\Biggr )}}}$.

Avec le potentiel standard apparent qui fait intervenir les coefficients d'activités:

${\displaystyle E'^{o}(H^{+}/H_{2})=E^{o}(H^{+}/H_{2})+{\frac {RT}{2F}}\ln {{\Biggl (}{\frac {\gamma (H^{+})^{2}}{\gamma (H_{2})}}{\Biggr )}}}$.

C'est-à-dire, avec les conditions précisées ci-dessus : ${\displaystyle E\approx E^{o}(H^{+}/H_{2})}$

L'intérêt de l'électrode normale à hydrogène réside dans le fait que son potentiel est approximativement égal au potentiel standard du couple redox et ne dépend donc de rien excepté de la température. Ainsi, elle sert d'électrode de référence pour tous les autres potentiels. Par approximation, on choisit : ${\displaystyle E'^{o}(H^{+}/H_{2})\approx E^{o}(H^{+}/H_{2})=0,00V/ESH}$.

• Cours de Chimie de Classe Préparatoire Maths Physique Science de l'Ingénieur du lycée Thiers, Marseille

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