Potențialul redox ( potențialul redox din engleză redox - red uction- oxidation reaction , E h sau Eh ) este o măsură a capacității unei substanțe chimice de a atașa electroni ( recover [1] ). Potențialul redox este exprimat în milivolți (mV). Un exemplu de electrod redox sunt: Pt/Fe 3+ , Fe 2+ .
Potențialul redox este definit ca potențialul electric stabilit atunci când platina sau aurul ( electrodul inert ) este scufundat într-un mediu redox , adică într- o soluție care conține atât un compus redus (A red ) cât și un compus oxidat (A ox ). Dacă semireacția de reducere este reprezentată de ecuația :
A ox + n e − → A red ,
atunci dependența cantitativă a potențialului redox de concentrația (mai precis , activitățile ) substanțelor care reacţionează este exprimată prin ecuația Nernst .
Potențialul redox este determinat prin metode electrochimice folosind un electrod de sticlă cu funcție red-ox [2] și este exprimat în milivolți (mV) față de un electrod standard de hidrogen în condiții standard .
În biochimie, termenul de echivalent reductiv este adesea folosit pentru a se referi la un echivalent de electroni (electron, sau electron și proton etc.) transferat de la un donor la un acceptor . Acest termen nu spune nimic despre ce anume este transferat - un electron ca atare, un atom de hidrogen , un ion hidrură ( H- ) sau dacă transferul are loc într-o reacție cu oxigenul , ducând la formarea unui produs oxidat.
Capacitatea unui agent reducător de a dona electroni unui agent oxidant este exprimată prin valoarea potențialului redox (potențial de reducere standard) sau a potențialului redox. Potențialul redox se determină prin măsurarea forței electromotoare (emf) în volți care apare într-o semicelulă în care agentul reducător și agentul oxidant , prezente la concentrații egale cu 1 mol / litru la 25°C și pH 7,0, sunt în echilibru cu un electrod capabil să accepte electroni de la un agent reducător și să-i transfere la un agent oxidant. S -a adoptat ca standard potențialul redox al reacției Н 2 → 2Н + + 2e − care, la o presiune de hidrogen gazos de 1 atmosferă la o concentrație de ioni H + egală cu 1 mol/litru (care corespunde cu pH = 0) și la 25 ° С, este luat în mod condiționat ca zero. În condițiile valorii pH-ului adoptată ca standard pentru calculele biochimice, adică la pH 7,0, potențialul redox (E °´) al electrodului de hidrogen (H 2 / 2H + sistem ) este -0,42 V.
Valorile potențialului redox (E°´) pentru unele perechi redox care joacă un rol important în transferul de electroni în sistemele biologice :
| Agent de reducere | Oxidant | E o ´, V |
|---|---|---|
| H 2 | 2H + | -0,42 |
| PESTE • H + H + | Peste + | -0,32 |
| NADP • H + H + | NADP + | -0,32 |
| Flavoproteină (recuperată) | Flavoproteine (oxidate) | -0,12 |
| Coenzima Q • H 2 | Coenzima Q | +0,04 |
| Citocromul B (Fe2 + ) | Citocromul B (Fe3 + ) | +0,07 |
| Citocromul C1 (Fe2 + ) | Citocromul C1 (Fe3 + ) | +0,23 |
| Citocromul A (Fe2 + ) | Citocromul A(Fe3 + ) | +0,29 |
| Citocromul A3 (Fe2 + ) | Citocromul A3 (Fe3 + ) | +0,55 |
| H2O _ _ | ½ O 2 | +0,82 |
Un sistem cu un potențial redox mai negativ are o capacitate mai mare de a dona electroni unui sistem cu un potențial redox mai pozitiv. De exemplu, o pereche de NAD • H / NAD + , al cărei potențial redox este de -0,32 V, își va dona electronii perechii redox flavoproteină ( redusă ) / flavoproteină (oxidată), având un potențial de -0,12 V, care este mai pozitiv. Valoarea mare pozitivă a potențialului redox al perechii redox apă/oxigen (+0,82 V) indică faptul că această pereche are o capacitate foarte slabă de a dona electroni (adică capacitatea de a forma oxigen molecular ) este foarte slabă. Altfel, putem spune că oxigenul molecular are o afinitate foarte mare pentru electroni sau atomii de hidrogen .