38 (283)

Standardowy potencjał redoks dla reakcji przyjęto jako równy zero (Ch+ = 1 mol/l). Natomiast potencjał tej samej reakcji obliczony dla wzorcowych warunków biochemicznych (pH = 7 i reakcje dwuelektronowe) wynosi -0,42V:

2H⁺ +2e    H₂

pH = 7    [H⁺] = 10‘⁷

n = n° +

0,059

n

log[H* ] (wzór uproszczony)

0,059

n - 0 +    • Iog(l0'⁷) = 0,0295 • log(l O"¹⁴) = - 0,413

Układy, których potencjał jest większy od -0,42V wykazuju mniejszą niż wodór dążność do oddawania elektronu, czyli łatwiu| się redukują. Porównując np. potencjały dwóch reakcji:

H₂0-2e    j0₂ +2H⁺    n° = +0,82V

NADH - = — NAD⁺ +H +e    n° = -0,32V

stwierdzamy, że oba układy trudniej niż wodór oddają elektrony a także, że tlen jest o wiele lepszym akceptorem elektronów nil NAD⁺, czyli łatwiej się redukuje.

CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA

Zarówno nadmanganian potasu (KMnO,}) jak i dwuchromini' potasu (K₂Cr₂0y) są często stosowanymi utleniaczami w miareoi kowaniu oksydoredukcyjnym. Dwuchromian potasu w środowi:iki> kwaśnym redukuje się do Cr³⁺ np.:

K ,Cr₂0₇ + 6KJ + 7H₂S0₄-> Cr₂ (S0₄ )₃ + 3 J₂ + 4K ₂S0₄ + 7H₂0

2Cr¹⁶ +6e->2Cr'³ 1

2J —26->J₂    2

Nadmanganian potasu redukuje się zależnie od środowiska do MnO/ , Mn0₂ lub Mn²⁺. I tak: w środowisku obojętnym:

4KMn0₄ +2H₂0—- >4Mn0₂ +4K0H + 30₂ fioletowy    brunatny

4

6

2Mn⁺⁷ +6e->2Mn⁺⁴

20 “² -4e->0₂

w środowisku zasadowym:

4KMn0₄ +4K0H ^+R >4K₂Mn0₄ +0₂ +2H₂0

zielony

4

2

2Mn⁺⁷ +2e->2Mn⁺⁶

20"² -4e->0₂

w lodowisku kwaśnym:

4KMn0₄ +6H₂S0₄ ^+r >4MnS0₄ + 2K₂S0₄ + 50₂ + 6H_zO

4

10

2Mn⁺⁷ +10e->2Mn⁺²

20“² -4e->0₂

Mmluktorami nadmanganianu potasu R mogą być jony: Cl^-, Br^-, M , l e²⁺ lub cząsteczki: H2C2O4, SnCI₂, H₂0₂ itp. Np.:

81