Redoxpotential

Das Redoxpotential (korrekte Bezeichnung nach DIN 38404-6 Redox-Spannung) bezeichnet eine Messgröße in der Chemie zur Beschreibung von Redoxreaktionen. Bei der Messgröße handelt es sich um das Reduktions-/Oxidations-Standardpotential eines Stoffes, gemessen unter Standardbedingungen gegen eine Standard-Referenz-Wasserstoffhalbzelle.

Es ist zu unterscheiden (s. Abschnitt Grundlagen) zwischen

• dem Redoxpotential E^o (bzw. E^o', s. u.) eines Stoffes / Halbelements / Redoxpaares und
• dem Redoxpotential einer Redoxreaktion, die immer aus zwei Redoxpaaren besteht:

${\displaystyle E_{redox}=|E_{1}^{o}|+|E_{2}^{o}|}$

In biochemischen Systemen ist das Standardredoxpotential definiert beim pH 7,0 gegen eine Standard-Wasserstoffelektrode und bei einem Partialdruck von Wasserstoff von 1 bar.

Das Redoxpotential entspricht dem Elektronenunterschied an der Grenzoberfläche eines Stoffes innerhalb eines Lösungsmittels aus der Hydration gegensätzlich geladener Ionen.

Grundlagen

Standardpotentiale

Da Redoxpotentiale von äußeren Bedingungen wie Druck, Temperatur oder dem pH-Wert abhängen, wurde zur besseren Vergleichbarkeit ein Standardzustand definiert, in dem sich die in der Elektrochemischen Spannungsreihe stehenden Halbelemente befinden. In diesem Zustand herrschen die Standardbedingungen:

• der Druck beträgt 101,325 kPa
• die Temperatur beträgt 298,15 K (25 °C)
• die Aktivität beträgt eins.

Beispiel: Kaliumpermanganat ist ein starkes Oxidationsmittel; die Oxidationskraft und damit das Redoxpotential hängen aber beträchtlich vom pH-Wert ab. Wird Kaliumpermanganat mit einem Reduktionsmittel versetzt, so entstehen:

• bei pH = 1: Mangan(II)-Kationen
• bei pH = 7: Mangan(IV)-oxid (Braunstein)
• bei pH = 14 Manganat(VI)-Ionen.

Die Umrechnung vom Standardzustand zu jedem beliebigen anderen Zustand gelingt über die Nernst-Gleichung.

Messung und Quantifizierung

Neben der oben erwähnten Berechnung über die Nernst’sche Gleichung stehen noch verschiedene Messmethoden zur Bestimmung von Redoxpotentialen zur Verfügung:

Das Standard-Redoxpotential eines Halbelements lässt sich ermitteln durch Aufbau eines Galvanischen Elements mit der Wasserstoffelektrode und Messung der elektrischen Spannung. Dafür müssen aber beide Systeme im Standardzustand vorliegen.

Redoxpotentiale sind auch zugänglich durch Ermittlung der Spannung beim Zusammenschalten mit anderen Halbelementen, deren Redoxpotential bereits bekannt ist. Aus diesem Grund wird in der Praxis oft auf andere Halbelemente als Bezugselemente zurückgegriffen. Gängig ist z. B. die Kalomel-Elektrode, da mit ihr Potentialschwankungen durch Temperaturänderungen zu geringeren Messfehlern als bei der Wasserstoffelektrode führen.

Wie aus der Tabelle ersichtlich, schwanken die Redoxpotentiale an einer Kalomel-Elektrode bei Erhöhung oder Erniedrigung um 2 K jeweils nur um rund 0,6 %.

Redoxpotentiale in der Biochemie

Für biochemische Vorgänge rechnet man mit den auf pH 7 bezogenen Potentialen E^o'. 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 E^o oder E^o' angegeben (Tabelle), so bezeichnen sie formal das Potential relativ zur Normal-Wasserstoffelektrode.

Das Redoxpotential eines Halbelements relativ zu einer anderen Bezugselektrode als Normalwasserstoff ergibt sich durch vorzeichenrichtige Addition bzw. Subtraktion zweier Werte aus nachstehender Tabelle:

• dem Wert für die betrachtete Halbzelle und
• dem Wert für die betrachtete Bezugselektrode.
  

Das n bezeichnet die Anzahl der Elektronen, die während der Redoxreaktion übertragen werden.

Nach allgemeiner Konvention bezieht sich das Formalpotential E⁰ bzw. E^0' auf das Reduktionspotential. Daher steht auf der linken Seite der Tabelle die Reduktionsreaktion.

¹⁾ 

Flavin-Nucleotide sind fest gebundene prosthetische Gruppen, deren genaues Redoxpotential vom Proteinpartner abhängt.

²⁾ 

Bemerkenswert ist die geringe Bereitschaft von Hämoglobin, Elektronen abzugeben: Dies würde zum Funktionsverlust führen.

Siehe auch

• Latimer-Diagramm

Weblinks

• Onlinerechner Redoxspannung („Redoxpotential“)

Einzelnachweise

1. 1 2 Eintrag zu redox potential. In: IUPAC (Hrsg.): Compendium of Chemical Terminology. The “Gold Book”. doi:10.1351/goldbook.RT06783.
2. ↑ Einführung in die Elektrochemie | LEIFIchemie. Abgerufen am 5. Februar 2025. 
3. ↑ Rolf Dolder: Stabilisation oxydationsempfindlicher Arzneistoffe als Redoxsysteme. Dissertation Zürich 1950 (PDF; 4,3 MB)