Électrode normale à hydrogène

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Une électrode normale à hydrogène ou ENH est une électrode de référence utilisée en chimie analytique. Elle correspond à la réalisation pratique de l'électrode standard à hydrogène (ESH) par rapport à laquelle sont mesurés tous les potentiels d'oxydoréduction.

Composition

L'électrode normale à hydrogène est constituée par une solution aqueuse contenant des ions hydronium (H₃O⁺, ou ions H⁺, protons hydratés) où l'on fait buller un flux d'hydrogène gazeux (H₂) en assurant un contact intime de la solution et du gaz avec un fil de platine (Pt) immergé.

L'électrode normale à hydrogène est symbolisée par la notation schématique suivante :

${\displaystyle {\rm {Pt\mid H_{2(g)},H_{(aq)}^{+}}}}$.

Elle met en œuvre le couple redox ${\displaystyle {\rm {H_{(aq)}^{+}/H_{2(g)}}}}$ et fait intervenir la réaction de réduction des protons H⁺ (H₃O⁺) :

${\displaystyle {\rm {2\ H^{+}+2\ e^{-}\rightleftharpoons H_{2}}}}$.

Dans des conditions de pression, de concentration et de température dites normales :

• pression d'hydrogène gazeux : p_H2 = 1 bar ;
• concentration en ions hydronium : c_H⁺ = 1 mol/L ;
• température de 25 °C.

Théorie

L'équation de la réaction d'oxydoréduction mise en œuvre est :

${\displaystyle {\rm {2\ H^{+}+2\ e^{-}\rightleftharpoons H_{2}}}}$.

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 (E^°', également appelé « potentiel formel ») qui fait intervenir les coefficients d'activité chimique :

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

C'est-à-dire, avec les conditions précisées ci-dessus :

${\displaystyle E\approx E^{o}(H^{+}/H_{2})}$.

Intérêt

L'intérêt de l'électrode normale à hydrogène réside dans le fait que son potentiel est approximativement égal au potentiel standard du couple redox (H₂/2 H⁺) et ne dépend que de la température. Ainsi, elle sert d'électrode de référence par rapport à laquelle sont exprimées les valeurs des potentiels de tous les autres couples redox.

En pratique, on admet en général l'approximation suivante :

${\displaystyle E^{o'}(H^{+}/H_{2})\approx E^{o}(H^{+}/H_{2})}$ = 0 V (ESH).

Notes et références

Sources

• Cours de chimie de classe préparatoire maths physique science de l'ingénieur du lycée Thiers, Marseille^{[source insuffisante]}

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