Électrode normale à hydrogène

Une électrode normale à hydrogène ou ENH est une électrode de référence utilisée en chimie analytique et en électrochimie. Elle correspond à une tentative de réalisation pratique de l'électrode standard à hydrogène (ESH), introduite par Joel Henry Hildebrand (en) en 1913 [1]. Elle n'a pas d'importance fondamentale ou opérationnelle et ne présente qu'un intérêt historique[2]. Le terme ENH est parfois utilisé comme synonyme de ESH (électrode standard à hydrogène) avec laquelle elle ne doit pourtant pas être confondue[3].

Schéma d'électrode ENH.

Description

L'électrode normale à hydrogène est constituée d'une solution aqueuse contenant des ions hydronium (noté H₃O^+, ou ions H^+), dans laquelle un flux d'hydrogène gazeux (H₂) est insufflé. Un fil de platine (Pt), inerte chimiquement, est plongé dans cette solution et assure l'échange d'électrons entre la phase gazeuse et la solution.

Elle est symbolisée par la notation schématique suivante :

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

L'électrode met en œuvre le couple redox ${\displaystyle {\rm {H_{(aq)}^{+}/H_{2(g)}}}}$ et repose sur la réaction de réduction des protons H^+ (H₃O^+) :

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

dans les conditions :

• pression de l'hydrogène gazeux p_H2 = 1 bar ;
• concentration 1 mol${\displaystyle \cdot }$L^-1 d'acide fort non spécifié (d'où l'appellation « normale », qui fait référence à une concentration 1N[3]) ;
• température de 25 °C.

En appliquant l'équation de Nernst, on obtient l'expression du potentiel E de l'électrode :

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

Où :

• ${\displaystyle E^{o}(H^{+}/H_{2})}$ est le potentiel standard du couple ${\displaystyle H_{2}/H^{+}}$,
• ${\displaystyle R}$ est la constante des gaz parfaits,
• ${\displaystyle T}$ est la température en kelvins,
• ${\displaystyle F}$ est la constante de Faraday,
• ${\displaystyle \gamma }$ est le coefficient d'activité chimique.

Références

1. (en) Joel H. Hildebrand, « SOME APPLICATIONS OF THE HYDROGEN ELECTRODE IN ANALYSIS, RESEARCH AND TEACHING. », Journal of the American Chemical Society, vol. 35, n^o 7,‎ juillet 1913, p. 847–871 (ISSN 0002-7863 et 1520-5126, DOI 10.1021/ja02196a001, lire en ligne, consulté le 30 novembre 2024).
2. (en) T. Biegler et R. Woods, « The standard hydrogen electrode. A misrepresented concept », Journal of Chemical Education, vol. 50, n^o 9,‎ septembre 1973, p. 604 (ISSN 0021-9584 et 1938-1328, DOI 10.1021/ed050p604, lire en ligne, consulté le 30 novembre 2024).
3. (en) R. W. Ramette, « Outmoded terminology: The normal hydrogen electrode », Journal of Chemical Education, vol. 64, n^o 10,‎ 1^er octobre 1987, p. 885 (ISSN 0021-9584, DOI 10.1021/ed064p885, lire en ligne, consulté le 30 novembre 2024).