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Redoxpotential



Das Redoxpotential beschreibt die Potentialdifferenz zwischen einem Halbelement und dem international standardisierten Bezugselement, der Normal-Wasserstoffelektrode. Das Bezugselement besteht aus einer Platinelektrode, welche bei 25 °C von Wasserstoffgas mit einem Druck von 1013 hPa umspült wird und in eine Salzsäurelösung der Stoffmengen-Konzentration 1 mol/l (das bedeutet, dass pH 0 vorliegt) taucht.

Die Spannung, welche entsteht, wenn das gewählte Halbelement mit dem Bezugshalbelement verbunden wird, bezeichnet man als das Standardpotential des gewählten Halbelements.

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Inhaltsverzeichnis

Geschichte

Klassisch wurden Oxidationsprozesse als Verbindung mit Sauerstoff oder Entfernung von Wasserstoff verstanden.

Regeln

Für den Elektronenfluss gilt:

Das Ausmaß der Reduktionskraft einer Substanz wird durch ihr Redoxpotential beschrieben; dies ist die Bereitschaft, Elektronen abzugeben und damit in die oxidierte Form überzugehen. Zutreffender spricht man hier von einem "Redox-Paar".

  • Je negativer ein Redoxpotential, desto stärker die Reduktionskraft
  • Elektronen fließen vom Redoxpaar negativeren Potentials zum Redoxpaar weniger negativen (postiveren) Potentials, also vom Atom, bei dem der Elektronendruck höher ist zu dem Atom, bei dem der Elektronendruck niedriger ist.

In der Physikalischen Chemie bezieht sich das Redoxpotential auf Standardbedingungen, d. h. eine Konzentration von 1 mol/l aller Reaktionspartner inklusive Protonen (diese entspricht pH 0 in Fällen, bei denen Protonen entstehen oder verschwinden). Die Triebkraft, auch Elektromotorische Kraft, eines Elektronenflusses zwischen zwei Redoxpaaren wird als ΔEo angegeben.

Redoxpotential und Gibbs-Energie

Zwischen ΔEo' und der Änderung der Gibbs-Energie besteht ein einfacher Zusammenhang:

ΔGo' = −n·F·ΔEo'
wobei n die Zahl der übertragenen Elektronen und F die Faraday-Konstante (96,5 kJ/(V·mol) bedeuten.

Um den ΔGo'-Wert der Reduktion von Acetaldehyd durch NADH,H + zu errechnen, sind die Eo'-Werte der Halbreaktionen voneinander zu subtrahieren [−0,2−(−0,32) = +0,12], denn es gilt der Ansatz:


Fehler in Abb.:Nicht +0,32 V, sondern −0,32 V -> Nachtrag: Kein Fehler da sich das Vorzeichen umdrehen muss! (Biochemie, 5.Auflage, Lubert Stryer, Spektrum Verlag, 2003, Seite:540-541)

Nach Multiplikation mit n (2) und der Faradaykonstante (96,5) ergibt sich ΔGo' = −23,16 kJ/mol; die Reaktion würde also unter Standardbedingungen (aber bei pH 7) spontan ablaufen. Dies geht allerdings auch schon daraus hervor, dass NADH,H + / NAD+ in der Tabelle über Ethanol/Acetaldehyd 2 H+ angeordnet ist, d. h. ein stärker negatives Redox-potential aufweist.

Standardpotentiale

Die angegebenen Standardpotentiale beziehen sich nach Konvention auf die Reduktion des jeweiligen Stoffes. Dies bedeutet, je höher das Standardpotential desto mehr Energie wird bei der Elektronenaufnahme frei. Stoffe mit hohem Standardpotential sind gute Oxidationsmittel. Der Elektronenfluss in einem kombinierten System verläuft immer von dem Stoff niedrigeren Standardpotentials zu dem höhreren Standardpotentials.

Reduktionsmittel \leftrightharpoons Oxidationsmittel + n e Standardpotential
E0 (in Volt)
2 F \leftrightharpoons F2 + 2 e +2,87
2 SO42− \leftrightharpoons S2O82− + 2 e +2,00
4 H2O \leftrightharpoons H2O2 + 2 H3O+ + 2 e +1,78
PbSO4 + 5 H2O \leftrightharpoons PbO2 + HSO4- + 3 H3O+ + 2 e +1,69
MnO2 + 6 H2O \leftrightharpoons MnO4 + 4 H3O+ + 3 e +1,68
Mn2+ + 12 H2O \leftrightharpoons MnO4 + 8 H3O+ + 5 e +1,49
Pb2+ + 6 H2O \leftrightharpoons PbO2 + 4 H3O+ + 2 e +1,46
Ce3+ \leftrightharpoons Ce4+ + e +1,44
Au \leftrightharpoons Au3+ + 3 e +1,42
2 Cl \leftrightharpoons Cl2 + 2 e +1,36
2 Cr3+ + 21 H2O \leftrightharpoons Cr2O72- + 14 H3O+ + 6 e +1,33
6 H2O \leftrightharpoons O2 + 4 H3O+ + 4 e +1,23
Mn2+ + 6 H2O \leftrightharpoons MnO2 + 4 H3O+ + 2 e +1,21
Pt \leftrightharpoons Pt2+ + 2 e +1,20
2 Br \leftrightharpoons Br2 + 2 e +1,07
NO + 6 H2O \leftrightharpoons NO3 + 4 H3O+ + 3 e +0,96
Hg \leftrightharpoons Hg2+ + 2 e +0,85
Ag \leftrightharpoons Ag+ + e +0,80
2 Hg \leftrightharpoons Hg22+ + 2 e +0,80
Fe2+ \leftrightharpoons Fe3+ + e +0,77
H2O2 + 2 H2O \leftrightharpoons O2 + 2 H3O+ + 2 e +0,68
MnO2 + 4 OH \leftrightharpoons MnO4- + 2 H2O + 3 e +0,59
2 I \leftrightharpoons I2 + 2 e +0,54
Cu \leftrightharpoons Cu+ + e +0,52
4 OH \leftrightharpoons O2 + 2 H2O + 4 e +0,40
2 Ag + 2 OH \leftrightharpoons Ag2O + H2O + 2 e +0,34
Cu \leftrightharpoons Cu2+ + 2 e +0,34
2 Hg + 2 Cl \leftrightharpoons Hg2Cl2 + 2 e +0,27
Cl + Ag \leftrightharpoons AgCl + e +0,22
H2SO3 + 5 H2O \leftrightharpoons SO42− + 4 H3O+ + 2 e +0,20
Cu+ \leftrightharpoons Cu2+ + e +0,16
H2S + 2 H2O \leftrightharpoons S + 2 H3O+ + 2 e +0,14
Ag + Br \leftrightharpoons AgBr + e +0,07
H2 + 2 H2O \leftrightharpoons 2 H3O+ + 2 e 0,000
Fe \leftrightharpoons Fe3+ + 3 e −0,04
Pb \leftrightharpoons Pb2+ + 2 e −0,13
Sn \leftrightharpoons Sn2+ + 2 e −0,14
H2O2 + 2 OH \leftrightharpoons O2 + 2 H2O + 2 e −0,15
Ag + I \leftrightharpoons AgI + e −0,15
Ni \leftrightharpoons Ni2+ + 2 e −0,23
Co \leftrightharpoons Co2+ + 2 e −0,28
Pb + SO42− \leftrightharpoons PbSO4 + 2 e −0,36
Cd \leftrightharpoons Cd2+ + 2 e −0,40
Fe \leftrightharpoons Fe2+ + 2 e −0,41
Zn \leftrightharpoons Zn2+ + 2 e −0,76
H2 + 2 OH \leftrightharpoons 2 H2O + 2 e −0,83
SO32- + 2 OH \leftrightharpoons SO42- + H2O + 2 e −0,92
N2H4 + 4 OH \leftrightharpoons N2 + 4 H2O + 4 e −1,16
Al \leftrightharpoons Al3+ + 3 e −1,66
Mg \leftrightharpoons Mg2+ + 2 e −2,38
Na \leftrightharpoons Na+ + e −2,71
Ca \leftrightharpoons Ca2+ + 2 e −2,76
Ba \leftrightharpoons Ba2+ + 2 e −2,90
K \leftrightharpoons K+ + e −2,92
Li \leftrightharpoons Li+ + e −3,045

Redoxpotentiale in der Biochemie

Für biochemische Vorgänge rechnet man mit den auf pH 7 bezogenen Potentialen ΔEo'. Für Reaktionen, an denen Protonen beteiligt sind, ergibt sich somit eine Potentialdifferenz von 0,413 V, wie in der nachfolgenden Tabelle angegeben.

Bitte beachten: werden Redoxpotentiale als Eo oder Eo' angegeben (Tabelle), so bezeichnen sie formal das Potential relativ zur Normal-Wasserstoffelektrode. Das Redoxpotential jeder anderen Reaktion, ΔEo bzw. ΔEo', ergibt sich dann durch Differenzbildung der zutreffenden Eo'-Werte.
Red/Ox n Eo[V] bei pH 0 Eo' [V] bei pH 7
Ferredoxin Fe++/Fe+++1−0,43−0,43
½ H2 /H+10−0,413
NADH,H + / NAD+, 2H+2+0,09−0,32
Liponsäure: Lipons.-H2/Lipons., 2 H+2+0,21−0,20
Ethanol/Acetaldehyd 2 H+2+0,21−0,20
Flavin-Nucleotide (FAD, FMN): F-H2/ F, 2H+2+0,22−0,19*)
Glutathion: 2GSH/(GS)2, 2 H+2+0,31−0,10
Suc/Fum, 2 H+2+0,38−0,03
Ascorbat/Dehydroasc., 2 H+2+0,35+0,06
Hydrochinon/Ubichinon, 2 H+2+0,51+0,10
H2O/½O2, 2 H+2+1,23+0,82
Häm-Eisen-Proteine   
Katalase Fe++/Fe+++1−0,5−0,5
Peroxidase Fe++/Fe+++1−0,2−0,2
Cytochrom b562 Fe++/Fe+++1−0,1−0,1
Cytochrom b5 Fe++/Fe+++1+0+0
Hämoglobin, Myoglobin Fe++/Fe+++1+0,1+0,1**)
Cytochrom c Fe++/Fe+++1+0,25+0,25
*) Bei Flavin-Nucleotiden handelt es sich um fest gebundene prosthetische Gruppen, deren genaues Redoxpotential vom Proteinpartner abhängt.
**) Bemerkenswert ist die geringe Bereitschaft von Hämoglobin, Elektronen abzugeben: dies würde zum Funktionsverlust führen.

Siehe auch

 
Dieser Artikel basiert auf dem Artikel Redoxpotential aus der freien Enzyklopädie Wikipedia und steht unter der GNU-Lizenz für freie Dokumentation. In der Wikipedia ist eine Liste der Autoren verfügbar.
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