Potențial redox

Electrod de hidrogen standard
1 - electrod de platină
2 - flux de hidrogen
3 - soluție cu acid (H ⁺  = 1 mol / l)
4 - închidere pentru a evita interferența cu oxigenul
5 - rezervor

Potențialul redox (denumire corectă , conform DIN 38404-6 „tensiune redox“) desemnează o variabilă măsurată în chimie pentru a descrie reacțiile redox . Variabila măsurată este reducerea / oxidarea - potențialul standard al unei substanțe măsurate în condiții standard față de o jumătate de celulă de hidrogen de referință standard . În sistemele biochimice potențialul redox standard este definit la pH 7,0 față de un electrod de hidrogen standard și la o presiune parțială de hidrogen de 1  bar.

Noțiuni de bază

În reacțiile redox doi parteneri reacționează unul cu celălalt: în cursul unui partener se utilizează roșu , celălalt idiert de bou . În timp ce în reacțiile acid-bazice , ionii H ⁺ (protoni) se schimbă de la un partener la altul, în reacțiile redox electronii schimbă partenerii. Partenerul care acceptă electroni (agent oxidant) este redus, celălalt (agent reducător) este oxidat. Reacția redox poate fi astfel împărțită în două semi-reacții ( perechi redox ). Într-o reacție, oxidarea are loc cu potențialul de oxidare ca forță motrice; în cealaltă, este redusă cu potențialul de reducere ca forță motrice. Potențialul redox al celor doi parteneri este suma potențialului de oxidare și potențial de reducere. Cu cât un partener „mai ușor” este oxidat și „cel mai ușor” este redus celălalt partener, cu atât este mai mare valoarea potențialului redox comun. Puterea reducătoare a unei substanțe individuale (element, cation, anion) este descrisă de potențialul său redox: această cantitate este o măsură a disponibilității de a renunța la electroni și, astfel, de a se transforma în forma oxidată.

• Cu cât un potențial redox este mai negativ, cu atât este mai puternică puterea de reducere a substanței. La fel și z. De exemplu, metalul litiu cu potențial redox de -3,04 V este un agent reductor foarte puternic, iar fluorul nemetalic cu potențial redox de +2,87 V este cel mai puternic dintre toți agenții oxidanți.
• Electronii curg din cuplul redox cu potențial mai negativ în cuplul redox cu potențial mai pozitiv

Potențiale standard

Stânga: materia primă permanganat de potasiu. În funcție de valoarea pH-ului, se produce manganat verde (VI) (mijloc) sau maro maroniu (dreapta). În manganul acid, de culoare roz pal (II), ar fi produs.

Deoarece potențialele redox depind de condiții externe, cum ar fi presiunea , temperatura sau valoarea pH - ului , a fost definită o stare standard pentru o mai bună comparabilitate în care sunt localizate semioelementele din seria electrochimică . Condițiile standard predomină în această stare : presiunea este 101,325 kPa, temperatura 298,15 K (25 ° C), activitatea este una.

Exemplu: Permanganatul de potasiu este un agent oxidant puternic; puterea de oxidare și, prin urmare, potențialul redox depind totuși considerabil de valoarea pH-ului. Dacă se adaugă un agent reducător la permanganatul de potasiu, se formează cationi de mangan (II) la pH = 1 , oxid de mangan (IV) (dioxid de mangan) la pH = 7 și ioni de manganat (VI) la pH = 14 .

Conversia de la starea standard la orice altă stare este posibilă utilizând ecuația Nernst .

Măsurarea și cuantificarea

În plus față de calculul menționat mai sus folosind ecuația Nernst , există și diverse metode de măsurare disponibile pentru determinarea potențialelor redox:

Structura schematică a unui electrod de calomel

Potențialul redox standard al unui sistem poate fi determinat prin configurarea unui element galvanic cu electrodul de hidrogen și măsurarea tensiunii electrice . Cu toate acestea, ambele sisteme trebuie să fie în starea standard pentru aceasta.

Potențialele Redox pot fi, de asemenea, accesate prin determinarea tensiunii atunci când se conectează la alte elemente jumătate al căror potențial Redox este deja cunoscut. Din acest motiv, alte elemente jumătate sunt adesea utilizate ca elemente de referință în practică. Electrodul de calomel , de exemplu, este comun , deoarece fluctuațiile sale potențiale datorate schimbărilor de temperatură duc la mai puține erori de măsurare decât la electrodul cu hidrogen.

După cum se poate observa din tabel, potențialele redox fluctuează doar cu aproximativ 0,6% atunci când sunt crescute sau scăzute cu 2 K.

Potențiale redox în biochimie

Pentru procesele biochimice se calculează cu potențialele E ^o ' legate de pH 7 . Pentru reacțiile în care sunt implicați protoni, există astfel o diferență de potențial de 0,413 V, așa cum este indicat în tabelul de mai jos.

Vă rugăm să rețineți: dacă potențialele redox sunt date ca E ^o sau E ^{o '} (tabel), ele denotă formal potențialul relativ la electrodul normal de hidrogen . Potențialul redox al orice altă reacție, AE ^o sau AE ^{o „este} apoi obținut prin calcularea diferenței dintre aplicabile E ; ^o și E ^o“ valori . N indică numărul de electroni care sunt transferați în timpul reacției redox. Conform convenției generale, potențialul formal E ⁰ sau E ^{0 '} se referă la potențialul de reducere. Prin urmare, reacția de reducere este prezentată în tabelul din stânga.

¹⁾Nucleotidele de flavină sunt grupuri protetice ferm legate , al căror potențial redox exact depinde de partenerul proteic.

²⁾Ceea ce este remarcabil este reticența hemoglobinei de a dona electroni : acest lucru ar duce la pierderea funcției.

Link-uri web

• Calculator online tensiune redox („potențial redox”)

Dovezi individuale

1. ↑ ^{a b} Intrare privind potențialul redox . În: Compendiul IUPAC de terminologie chimică („Cartea de aur”) . doi : 10.1351 / goldbook.RT06783 .
2. ↑ Rolf Dolder: Stabilizarea medicamentelor sensibile la oxidare ca sisteme redox. Disertație Zurich 1950 (fișier PDF)