Redoxpotentialen

Redoxpotentiale beschreiben die Tendenz einer chemischen Spezies, Elektronen aufzunehmen oder abzugeben, also sich zu reduzieren oder zu oxidieren. Sie geben an, wie stark eine Substanz als Oxidations- oder Reduktionsmittel wirkt. Die Werte werden in Volt (V) gemessen, meist relativ zu einem Referenzelektrodenpaar wie der Standard-Wasserstoffelektrode (SHE). Zwischen zwei miteinander in Kontakt stehenden Redoxpaaren herrscht ein Gleichgewicht, bei dem sich ihr Potenzial gemäß dem Gleichgewichtszustand ergibt.

Es gibt das Standard-Redoxpotential E° eines Redoxpaares, das unter festgelegten Standardbedingungen gemessen wird (25 °C, gasförmiger Sauerstoff? und Aktivitäten der Lösungen jeweils 1,0). Unter realen Bedingungen weicht das gemessene Potential als Eh von diesem Standardwert ab und hängt von Konzentrationen, pH-Wert, Temperatur und anderen Reaktanten ab. Allgemein gilt: Je positiver das E°, desto stärker wirkt die oxidierte Form als starkes Oxidationsmittel und tendiert eher dazu, reduziert zu werden.

Die Beziehung zwischen Potenzial und Reaktionszustand wird durch die Nernst-Gleichung beschrieben. Für eine einfache Redoxreaktion lässt sich E aus E° und dem Reaktionsquotienten Q berechnen: E = E° − (RT/nF) ln Q. In der Praxis reduziert die Gleichung das Verhältnis der koncentrationsabhängigen Anteile der oxidierten und reduzierten Formen auf einen Potenzialwert. Bei 25 °C vereinfacht sich der Ausdruck zu E = E° − (0,05916/n) log10(Q). Q enthält die Aktivitäten der beteiligten Spezies.

Messungen erfolgen meist elektrochemisch in einem geeigneten Zellaufbau mit Referenzelektrode, Arbeits- und Gegenelektrode. Redoxpotentiale spielen eine zentrale Rolle in Chemie, Biologie, Umweltwissenschaften und Technik, etwa bei Korrosion, Bioenergetik (z. B. NAD+/NADH), Metallverhalten in Böden und der Steuerung von Stoffwechselwegen.