⚡ Le potentiel d'électrode et la loi de Nernst
Une lame de cuivre plongée dans du sulfate de cuivre prend un potentiel électrique… que personne ne peut mesurer tout seul ! Il faut une électrode de référence et un voltmètre. Change les concentrations, découvre la loi de Nernst, assemble des piles avec les couples de ton choix et deviens imbattable pour prévoir leur polarité.
🧪 Mode d'emploi : règle les curseurs (à droite, ou sous l'animation sur téléphone), lance avec ▶, observe les mesures et relève les 🎯 défis. Le bouton ⛶ agrandit l'animation, idéal sur téléphone à l'horizontale.
Ce que tu vois
- Le potentiel d'une électrode métallique augmente avec la concentration de ses ions : à 25 °C, +59 mV par décade pour Ag+/Ag (n = 1), mais seulement +29,5 mV pour Cu2+/Cu (n = 2).
- Le même potentiel donne deux lectures différentes selon la référence : avec l'ESH, le voltmètre affiche directement E ; avec l'ECS, il affiche E − 0,244 V.
- Dans une pile, le pôle + est toujours l'électrode de plus haut potentiel : c'est là que se produit la réduction. Les électrons partent du pôle − et traversent la résistance vers le pôle +.
- Une pile de concentration utilise le même couple des deux côtés : seule la différence de concentration crée une fém, de quelques dizaines de millivolts. Le pôle + est du côté le plus concentré.
- La constante d'équilibre ne dépend que des potentiels standard : 0,46 V d'écart suffisent pour que K = 1015,6 pour 2 Ag+ + Cu → 2 Ag + Cu2+.
Expériences à faire
- Avec Cu2+/Cu, divise [Cu2+] par 10 : de combien le potentiel baisse-t-il ? Et avec Ag+/Ag ?
- Mesure le potentiel de Cu2+/Cu à 1 mol/L avec l'ECS : retrouves-tu E° = 0,34 V à partir de la lecture du voltmètre ?
- Construis une pile Fe3+/Fe2+ // Ag+/Ag : peux-tu inverser sa polarité en jouant seulement sur les concentrations ?
- Pour une pile de concentration au cuivre, quel rapport de concentrations faut-il pour obtenir une fém de 0,10 V ? Et avec l'argent ?
- Choisis ✏️ Mon couple avec E° = −3,04 V et n = 1 (couple Li+/Li), puis construis une pile face au cuivre : quelle fém obtiens-tu ?
La chimie derrière l'animation
- Loi de Nernst à 25 °C pour Ox + n e− = Red : E = E° + (0,059/n) × log([Ox]/[Red]). Pour un métal (activité 1) : E = E° + (0,059/n) × log[Mn+] ; pour Fe3+/Fe2+ sur platine : E = 0,77 + 0,059 × log([Fe3+]/[Fe2+]). Le facteur 0,059 V vaut (RT/F) × ln 10 à 298 K.
- Électrodes de référence : l'ESH (platine platiné, H3O+ à 1 mol/L, H2 sous 1 bar) a par convention un potentiel nul ; l'ECS (Hg/Hg2Cl2/KCl saturé), plus pratique, vaut 0,244 V à 25 °C. Le voltmètre, à courant nul, mesure U = E − Eréf.
- Pile : fém e = E+ − E− > 0. Le pôle + (cathode) est le siège d'une réduction, le pôle − (anode) d'une oxydation ; dans le circuit extérieur, les électrons vont du pôle − vers le pôle +.
- Pile de concentration : même couple aux concentrations c1 > c2, e = (0,059/n) × log(c1/c2). Pour Cu2+/Cu, e = 0,10 V demande c1/c2 ≈ 2 500 ; pour Ag+/Ag, environ 50 suffit.
- Constante d'équilibre : K = 10n × (E°1 − E°2)/0,059, avec n le nombre d'électrons échangés. Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+ : K = 102 × 1,10/0,059 ≈ 2 × 1037, réaction totale. E° utilisés : Zn2+/Zn −0,76 V ; Cu2+/Cu 0,34 V ; Fe3+/Fe2+ 0,77 V ; Ag+/Ag 0,80 V. Modèle : activités assimilées aux concentrations, concentrations supposées constantes quand la pile débite.
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