Pourquoi le potentiel de pile tombe-t-il à zéro à l’équilibre ?

À l’équilibre, Q = K. En reportant dans l’équation de Nernst, E = E° − (RT/nF) ln K. Or E° = (RT/nF) ln K : les deux termes s’annulent et E = 0. Il n’y a plus de force motrice nette, ni dans un sens ni dans l’autre.

Où l’équation de Nernst sert-elle en pratique ?

Elle est à la base des pH-mètres, des électrodes sélectives d’ions et des capteurs potentiométriques. À E°, n, T et aux autres concentrations fixés, le potentiel mesuré varie logarithmiquement avec la concentration de l’ion cible.

L’équation vaut-elle pour une pile galvanique aussi bien que pour une pile électrolytique ?

Oui. Pour une pile galvanique, E > 0 : la réaction est spontanée et peut fournir un travail électrique. Pour une pile électrolytique, une tension extérieure force une réaction non spontanée ; l’équation donne la tension minimale à appliquer (E négatif pour la réaction directe de la pile).

Pourquoi ln dans la formule, et non le logarithme décimal ?

Le raisonnement thermodynamique mène au logarithme népérien. En pratique on écrit souvent E = E° − (2,303 RT/nF) log Q, avec 2,303 = ln 10. Les deux écritures sont équivalentes ; ici on retient la forme en ln.

Équation de Nernst

E = E° − (RT/nF) ln Q : potentiel de pile hors conditions standard ; on fait varier E°, le nombre d’électrons n, la température et le quotient de réaction Q.

Déplacez les curseurs : comment E°, le nombre d’électrons, la température et Q modifient le potentiel réversible de la pile ou de la demi-réaction.

+818 mV

À propos du modèle

L’équation de Nernst relie le potentiel d’une pile électrochimique hors conditions standard au potentiel standard : E = E° − (RT/nF) ln Q. Ici E est le potentiel de pile, E° le potentiel standard, R la constante des gaz parfaits, T la température absolue, n le nombre d’électrons de la demi-réaction, F la constante de Faraday et Q le quotient de réaction. Quand Q croît (accumulation des produits par rapport aux réactifs), le terme logarithmique diminue E ; à l’équilibre, Q = K et E = 0. On fait varier E°, n, T et Q. Solutions idéales : les activités sont remplacées par les concentrations, les potentiels de jonction sont omis, R et F sont constants.

Public : Licence, électrochimie et thermodynamique chimique : piles, équilibre, équation de Nernst.

Notions clés

équation de Nernst
potentiel de pile
potentiel standard
quotient de réaction
constante de Faraday
oxydoréduction

Comment ça marche

Le potentiel d’équilibre d’une demi-réaction ou d’une pile se décale lorsque les concentrations (activités) s’écartent des états standard : E = E° − (RT/nF) ln Q. Les curseurs fixent E°, le nombre d’électrons n, la température T et le quotient de réaction Q. À l’écran : E calculé en volts et en millivolts. Limite idéale : Q à partir des concentrations, sans potentiels de jonction.

Formules

E = E° − (RT / nF) ln Q

Questions fréquentes

Pourquoi le potentiel de pile tombe-t-il à zéro à l’équilibre ?: À l’équilibre, Q = K. En reportant dans l’équation de Nernst, E = E° − (RT/nF) ln K. Or E° = (RT/nF) ln K : les deux termes s’annulent et E = 0. Il n’y a plus de force motrice nette, ni dans un sens ni dans l’autre.
Où l’équation de Nernst sert-elle en pratique ?: Elle est à la base des pH-mètres, des électrodes sélectives d’ions et des capteurs potentiométriques. À E°, n, T et aux autres concentrations fixés, le potentiel mesuré varie logarithmiquement avec la concentration de l’ion cible.
L’équation vaut-elle pour une pile galvanique aussi bien que pour une pile électrolytique ?: Oui. Pour une pile galvanique, E > 0 : la réaction est spontanée et peut fournir un travail électrique. Pour une pile électrolytique, une tension extérieure force une réaction non spontanée ; l’équation donne la tension minimale à appliquer (E négatif pour la réaction directe de la pile).
Pourquoi ln dans la formule, et non le logarithme décimal ?: Le raisonnement thermodynamique mène au logarithme népérien. En pratique on écrit souvent E = E° − (2,303 RT/nF) log Q, avec 2,303 = ln 10. Les deux écritures sont équivalentes ; ici on retient la forme en ln.

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