El potencial redox ( potencial redox del inglés redox - reducción de la reacción de oxidación , Eh o Eh ) es una medida de la capacidad de una sustancia química para unir electrones ( recuperación [1] ). El potencial redox se expresa en milivoltios (mV). Un ejemplo de electrodo redox son: Pt/Fe 3+ , Fe 2+ .
El potencial redox se define como el potencial eléctrico que se establece cuando se sumerge platino u oro ( electrodo inerte ) en un medio redox , es decir, en una solución que contiene tanto un compuesto reducido (A red ) como un compuesto oxidado (A ox ). Si la semireacción de reducción está representada por la ecuación :
Un buey + norte mi − → Un rojo ,
luego, la dependencia cuantitativa del potencial redox de la concentración (más precisamente , actividades ) de las sustancias que reaccionan se expresa mediante la ecuación de Nernst .
El potencial redox se determina mediante métodos electroquímicos utilizando un electrodo de vidrio con una función red-ox [2] y se expresa en milivoltios (mV) en relación con un electrodo de hidrógeno estándar en condiciones estándar .
En bioquímica, el término equivalente reductivo se usa a menudo para referirse a un equivalente electrónico (electrón, o electrón y protón , etc.) transferido de un donante a un aceptor . Este término no dice nada sobre qué es exactamente lo que se transfiere: un electrón como tal, un átomo de hidrógeno , un ion hidruro (H- ) , o si la transferencia ocurre en una reacción con oxígeno , lo que lleva a la formación de un producto oxidado.
La capacidad de un agente reductor para donar electrones a un agente oxidante se expresa por el valor del potencial redox (potencial de reducción estándar) o potencial redox. El potencial redox se determina midiendo la fuerza electromotriz (fem) en voltios que se produce en una semicelda en la que se encuentran el agente reductor y el agente oxidante , presentes en concentraciones iguales a 1 mol / litro a 25°C y pH 7,0. equilibrio con un electrodo capaz de aceptar electrones de un agente reductor y transferirlos a un agente oxidante. Se adoptó como estándar el potencial redox de la reacción Н 2 → 2Н + + 2e − , que, a una presión de hidrógeno gaseoso de 1 atmósfera a una concentración de iones H + igual a 1 mol / litro (lo que corresponde a pH = 0) ya 25 ° С, se toma condicionalmente como cero. En las condiciones del valor de pH adoptado como estándar para los cálculos bioquímicos, es decir, a pH 7,0, el potencial redox (E °´) del electrodo de hidrógeno (sistema H 2 / 2H + ) es −0,42 V.
Valores de potencial redox (E°´) para algunos pares redox que juegan un papel importante en la transferencia de electrones en sistemas biológicos :
| Agente reductor | oxidante | E o ´, V |
|---|---|---|
| H 2 | 2H + | -0.42 |
| SOBRE • H + H + | TERMINADO + | -0.32 |
| NADP • H + H + | NADP + | -0.32 |
| Flavoproteína (recuperada) | Flavoproteína (oxidada) | -0.12 |
| Coenzima Q • H 2 | Coenzima Q | +0.04 |
| Citocromo B (Fe 2+ ) | Citocromo B (Fe 3+ ) | +0.07 |
| Citocromo C1 (Fe 2+ ) | Citocromo C1 (Fe 3+ ) | +0.23 |
| Citocromo A (Fe 2+ ) | Citocromo A (Fe 3+ ) | +0.29 |
| Citocromo A3 (Fe 2+ ) | Citocromo A3 (Fe 3+ ) | +0.55 |
| H2O _ _ | ½ O 2 | +0.82 |
Un sistema con un potencial redox más negativo tiene una mayor capacidad para donar electrones a un sistema con un potencial redox más positivo. Por ejemplo, un par de NAD • H / NAD + , cuyo potencial redox es de -0,32 V, donará sus electrones al par redox flavoproteína ( reducida ) / flavoproteína (oxidada), que tiene un potencial de -0,12 V, que es más positivo. El gran valor positivo del potencial redox del par redox agua/oxígeno (+0,82 V) indica que este par tiene una capacidad muy débil para donar electrones (es decir, la capacidad para formar oxígeno molecular ) es muy débil. De lo contrario, podemos decir que el oxígeno molecular tiene una afinidad muy alta por los electrones o los átomos de hidrógeno .