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[[Datei:Standard hydrogen electrode 2009-02-06.svg|mini|Standard-Wasserstoffelektrode 1 – [[Platin]][[elektrode]] 2 – Wasserstoffeinstrom 3 – [[Lösung (Chemie)|Lösung]] mit [[Säure]] ([[Konzentration (Chemie)|c]]H+ = 1 [[mol]]/l) 4 – Abschluss zur Vermeidung von Störungen durch [[Sauerstoff]] 5 – [[Reservoir]]]]

Das '''Redoxpotential''' (korrekte Bezeichnung nach DIN 38404-6 '''Redox-Spannung''') bezeichnet eine [[Messgröße]] in der [[Chemie]] zur Beschreibung von [[Redoxreaktion]]en. Bei der Messgröße handelt es sich um das [[Reduktion (Chemie)|Reduktion]]s-/[[Oxidation]]s-[[Standardpotential]] eines [[Stoff (Chemie)|Stoffes]], gemessen unter [[Standardbedingungen]] gegen eine [[Wasserstoffelektrode #Standard-Wasserstoffelektrode|Standard]]-[[Referenzelektrode|Referenz]]-[[Wasserstoffelektrode|Wasserstoffhalbzelle]].

Es ist zu unterscheiden (s. Abschnitt Grundlagen) zwischen
* dem Redoxpotential Eo (bzw. Eo', s. u.) eines Stoffes / [[Halbelement]]s / [[Redoxpaar]]es und
* dem Redoxpotential einer Redoxreaktion, die immer aus zwei Redoxpaaren besteht:
::<math>E_{redox} = |E^o_1| + |E^o_2|</math>

In [[biochemisch]]en Systemen ist das Standardredoxpotential definiert beim [[pH-Wert|pH]] 7,0 gegen eine [[Standard-Wasserstoffelektrode]] und bei einem [[Partialdruck]] von [[Wasserstoff]] von 1 [[Bar (Einheit)|bar]].<ref name="Gold Book">{{Gold Book|redox potential|RT06783}}</ref>

Das Redoxpotential entspricht dem [[Elektron]]en<nowiki></nowiki>unterschied an der [[Grenzfläche|Grenzoberfläche]] eines Stoffes innerhalb eines [[Lösungsmittel]]s aus der [[Hydration]] gegensätzlich [[elektrische Ladung|geladener]] [[Ion]]en.

== Grundlagen ==
=== Allgemeines ===
Während bei [[Säure-Base-Reaktion]]en H+-Ionen ([[Proton]]en) von einem Partner zum anderen wechseln, wechseln bei Redox-Reaktionen Elektronen den Partner.

Jede Redoxreaktion kann in zwei Halbreaktionen und damit in zwei Redox-Paare aufgeteilt werden:
* der eine Partner (das [[Reduktionsmittel]]) gibt Elektronen ab, d. h. er wird ''ox''idiert mit dem Oxidationspotential des anderen Partners als Triebkraft.
* der andere Partner (das [[Oxidationsmittel]]) nimmt Elektronen auf, d. h. er wird ''red''uziert mit dem Reduktionspotential des anderen Partners als Triebkraft.

=== Redoxpotential eines Stoffes ===
* Das Reduktionspotential einer einzelnen Substanz ([[Chemisches Element|Element]], [[Kation]], [[Anion]], Redoxpaar, Reduktionsmittel) beschreibt ihre Reduktionskraft: diese Größe ist ein Maß für die Bereitschaft, Elektronen abzugeben, damit in die oxidierte Form überzugehen und einem Reaktionspartner für seine Reduktion Elektronen zur Verfügung zu stellen. Je negativer ein Redoxpotential, desto höher die Reduktionskraft der Substanz. So ist z. B. das [[Metall]] [[Lithium]] mit einem Redoxpotential von −3,04 V ein sehr starkes Reduktionsmittel.
Und umgekehrt:
* Das Oxidationspotential einer einzelnen Substanz (Element, Kation, Anion, Redoxpaar, Oxidationsmittel) beschreibt ihre Oxidationskraft: diese Größe ist ein Maß für die Bereitschaft, Elektronen (aus der Oxidation eines Reaktionspartners) aufzunehmen und damit selbst in die reduzierte Form überzugehen. Je positiver ein Redoxpotential, desto höher die Oxidationskraft der Substanz. So ist z. B. das [[Nichtmetall]] [[Fluor]] mit einem Redoxpotential von +2,87 V das stärkste Oxidationsmittel.

Gemäß einer [[Konvention]] wird als Redoxpotential ''einer Substanz'' ihr Reduktionspotential (und ''nicht'' ihr Oxidationspotenial) bezeichnet.

=== Redoxpotential einer Redoxreaktion ===
Das Redoxpotential ''der beiden Partner bzw. der Gesamtreaktion'' ergibt sich als Summe von Oxidationspotential und Reduktionspotential. Je „leichter“ ein Partner oxidiert und der andere Partner reduziert wird, desto höher der Wert des gemeinsamen Redoxpotentials.<ref name="Gold Book" />

Elektronen fließen vom Redoxpaar mit negativerem Potential zum Redoxpaar mit dem positiveren Potential
Anschaulich entspricht das Redoxpotential dem Elektronenmangel- oder -überschuss an der Grenzoberfläche einer eingetauchten [[Elektrode]] in einem [[Polarität (Chemie)|polaren]] Lösungsmittel; meist handelt es sich bei diesem Lösungsmittel um Wasser.

So werden z. B. an einer [[Zink]]-Oberfläche durch [[Wassermolekül]]e Zink-Kationen [[hydratisiert]] und herausgelöst, wodurch überschüssige Elektronen in der Elektrode zurückbleiben und ein negatives Redoxpotential bilden.<ref>{{Internetquelle |url=https://www.leifichemie.de/redoxreaktionen-und-elektrochemie/einfuehrung-die-elektrochemie |titel=Einführung in die Elektrochemie {{!}} LEIFIchemie |abruf=2025-02-05}}</ref> In einem Gesamtsystem wie einer [[Batterie (Elektrotechnik)|Batterie]] können die überschüssigen Elektronen wiederum zur Gegenelektrode eines weniger negativen Redoxpotentials fließen.

== Standardpotentiale ==
[[Datei:Gummibarchen.JPG|mini|Links: Der Ausgangsstoff Kaliumpermanganat. Abhängig vom pH-Wert entsteht grünes [[Manganate|Manganat(VI)]] (Mitte) oder bräunlicher Braunstein (rechts). Im Sauren würde blassrosa gefärbtes Mangan(II) entstehen.]]
Da Redoxpotentiale von äußeren Bedingungen wie [[Druck (Physik)|Druck]], [[Temperatur]] oder dem [[pH-Wert]] abhängen, wurde zur besseren Vergleichbarkeit ein [[Standardzustand]] definiert, in dem sich die in der [[Elektrochemische Spannungsreihe|Elektrochemischen Spannungsreihe]] stehenden [[Halbelement]]e befinden. In diesem Zustand herrschen die [[Standardbedingungen]]:
* der Druck beträgt 101,325 k[[Pascal (Einheit)|Pa]]
* die Temperatur beträgt 298,15 [[Kelvin|K]] (25 °C)
* die [[Aktivität (Chemie)|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)-[[Kation]]en
* bei pH = 7: [[Mangan(IV)-oxid]] (Braunstein)
* bei pH = 14 [[Manganate|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-Gleichung|Nernst’sche Gleichung]] stehen noch verschiedene Messmethoden zur Bestimmung von Redoxpotentialen zur Verfügung:

[[Datei:Kalomelelektrode.svg|mini|Schematischer Aufbau einer Kalomel-Elektrode]]
Das Standard-Redoxpotential eines Halbelements lässt sich ermitteln durch Aufbau eines [[Galvanisches Element|Galvanischen Elements]] mit der Wasserstoffelektrode und Messung der [[Elektrische Spannung|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 [[Messfehler]]n als bei der Wasserstoffelektrode führen.

{| class="wikitable"
|+ Temperaturabhängiges Redoxpotential der Kalomel-Elektrode<ref>Rolf Dolder: [https://www.research-collection.ethz.ch/bitstream/handle/20.500.11850/132920/eth-20334-01.pdf ''Stabilisation oxydationsempfindlicher Arzneistoffe als Redoxsysteme.''] Dissertation Zürich 1950 (PDF; 4,3 MB)</ref>
! Temperatur!! Potentialdifferenz
|-
| + 18 °C|| + 0,2511 V
|-
| + 20 °C|| + 0,2496 V
|-
| + 22 °C|| + 0,2481 V
|}

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 [[Biochemie|biochemische]] Vorgänge rechnet man mit den auf pH 7 bezogenen Potentialen Eo'. Für Reaktionen, an denen [[Proton (Chemie)|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 [[Wasserstoffelektrode #Normal-Wasserstoffelektrode (NHE)|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. E0' auf das Reduktionspotential. Daher steht auf der linken Seite der Tabelle die Reduktionsreaktion.''

{| class="wikitable"
|-
! Oxidierte Form / Reduzierte Form || [[Äquivalentzahl|Äquivalentzahl]] n || Eo in V bei pH 0 || Eo' in V bei pH 7
|-
| [[Ferredoxin]] Fe3+/Fe2+||1||−0,43||−0,43
|-
| '''2 H+/ H2'''||2||'''0'''||'''−0,413'''
|-
| NAD+, 2H+/[[Nicotinamidadenindinukleotid|NADH]],H + ||2||+0,09||−0,32
|-
| [[Liponsäure]]: Lipons., 2 H+/Lipons.-H2||2||+0,21||−0,29
|-
|[[Acetaldehyd]] 2 H+/[[Ethanol]]||2||+0,21||−0,20
|-
| Flavin-Nukleotide ([[Flavin-Adenin-Dinukleotid|FAD]], [[Flavinmononukleotid|FMN]]): F, 2H+/F–H2 ||2||+0,22||−0,19{{FN|1)}}
|-
| [[Glutathion]]: (GS)2, 2 H+/2GSH||2||+0,31||−0,10
|-
| [[Fumarat]], 2 H+/[[Succinate|Succinat]]||2||+0,38||+0,03
|-
|[[Ascorbinsäure#Dehydroascorbinsäure|Dehydroascorbat]]/[[Ascorbat|Ascorbat, 2 H+]]||2||+0,35||+0,08
|-
|[[Ubichinon]], 2 H+/[[Hydrochinon]]||2||+0,51||+0,10
|-
| ½O2, 2 H+/H2O||2||+1,23||+0,82
|-
| '''[[Häm]]-Eisen-Proteine'''|| || || 
|-
| [[Katalase]] Fe3+/Fe2+||1||−0,5||−0,5
|-
| [[Peroxidase]] Fe3+/Fe2+||1||−0,2||−0,2
|-
| [[Cytochrom b|Cytochrom ''b'']]562 Fe3+/Fe2+||1||−0,1||−0,1
|-
|[[Cytochrom b|Cytochrom ''b'']] Fe3+/Fe2+ ([[Mitochondrien]])
|1
| +0,077
|<nowiki>+0,077</nowiki>
|-
| [[Cytochrom b|Cytochrom ''b'']]5 Fe3+/Fe2+||1||+0||+0
|-
| [[Hämoglobin]], [[Myoglobin]] Fe3+/Fe2+||1||+0,1||+0,1{{FN|2)}}
|-
|[[Cytochrom c|Cytochrom ''c1'']] Fe3+/Fe2+
|1
| +0,22
| +0,22
|-
|[[Cytochrom c|Cytochrom ''c'']] Fe3+/Fe2+||1||+0,235||+0,235
|-
|Cytochrom ''a'' Fe3+/Fe2+
|1
| +0,29
| +0,29
|-
|Cytochrom ''a3'' Fe3+/Fe2+
|1
| +0,385
| +0,385
|-
|}

: {{FNZ|1)|Flavin-Nucleotide sind fest gebundene [[prosthetische Gruppe]]n, deren genaues Redoxpotential vom Proteinpartner abhängt.}}{{FNZ|2)|Bemerkenswert ist die geringe Bereitschaft von [[Hämoglobin]], [[Elektron]]en abzugeben: Dies würde zum Funktionsverlust führen.}}

== Siehe auch ==
* [[Latimer-Diagramm]]

== Weblinks ==
* [https://www.wolkersdorfer.info/umrechungsfaktoren-fuer-redoxsonden.html Onlinerechner Redoxspannung („Redoxpotential“)]

== Einzelnachweise ==
<references />

[[Kategorie:Elektrochemie]]
[[Kategorie:Biochemie]]

Redoxpotential - Versionsgeschichte

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