reduktionspotential

Reduktionspotential, oft auch Redoxpotential genannt, beschreibt die Tendenz einer chemischen Spezies, Elektronen aufzunehmen und dadurch reduziert zu werden. Es ist ein elektrochemisches Potenzial, das in Volt gemessen wird und in Redoxreaktionen als Maß für die Neigung einer Substanz dient, als Reduktionsmittel oder Oxidationsmittel zu wirken. Häufig wird das Standard-Reduktionspotential E° angegeben, das unter Standardbedingungen (1 Mol pro Liter, 1 atm, 25 °C) relativ zur Standard-Wasserstoffelektrode gemessen wird. Das Paar H+/H2 hat per Definition E° = 0 V.

Ein positiveres E° bedeutet, dass das Spezies stärker oxidierendes Mittel ist und leichter zu einer reduzierten Form wird. Umgekehrt zeigt ein negativeres E°, dass die Spezies eher als Reduktionsmittel wirkt. In einer galvanischen Zelle gilt E°cell = E°Kathode − E°Anode; eine Reaktion ist spontan, wenn E°cell > 0. Die Änderung der freien Energie folgt ΔG° = −n F E°cell, wobei n die Anzahl der übertragenen Elektronen und F die Faraday-Konstante ist.

Der Nernstsche Zusammenhang erweitert das Standardpotential auf reale Bedingungen: E = E° − (RT/nF) ln Q. Bei 25 °C vereinfacht sich dies zu E = E° − (0,05916/n) log10 Q, wobei Q das Reaktionsquotient ist. Das zeigt, wie Konzentrationen, Drücke und der pH-Wert das effektive Reduktionspotential beeinflussen.

Anwendungen liegen in der Bewertung von Batteriesystemen, der Korrosion, elektrochemischen Sensoren und biologischen Redoxprozessen. Einschränkungen bestehen darin, dass E° nur unter den Standardbedingungen gilt; reale Bedingungen erfordern die Berücksichtigung von Aktivitäten statt Konzentrationen, Temperaturabhängigkeiten und, bei Reaktionen mit Protonen, pH-Effekte.