氧化還原電勢

氧化還原是一類廣泛存在的重要反應，所謂氧化還原反應是指電子從一種物質轉移到另一種物質上的化學反應。在氧化還原反應中，得到電子的物質是氧化劑，失去電子的物質是還原劑；還原劑失去電子被氧化，氧化劑得到電子被還原。氧化反應往往是可逆的，在還原劑供出電子後變成氧化劑，作為氧化劑又可以接受電子變成還原劑。還原劑失去電子的傾向(或氧化劑得到電子的傾向)的大小，則稱為氧化還原電勢。在標準條件下，每一個氧化還原電對都有一個標準的氧化還原電勢。

基本介紹

• 中文名：氧化還原電勢
• 外文名：Redox potential
• 類別：化學
• 套用：電化學
• 理論基礎：物理化學

氧化還原電勢的測定

1889年，德國化學家能斯特(H.W.Nernst)提出了雙電層理論來說明電勢差及原電池產生電流的機理。根據雙電層理論，當把一金屬電極M放人它的鹽溶液就構成一個半電池，在金屬與其鹽溶液的接觸面上會發生兩個不同的過程：一個金屬表面的陽離子受極性水分子的吸引進入溶液的過程（金屬越活潑，溶液越稀，這種傾向越大）；另一個是溶液中的水合金屬離子在金屬表面受到自由電子的吸引而沉積在金屬表面的過程（金屬越不活潑，溶液濃度越大，這種傾向越大）。當這兩種方向相反的過程進行的速率相等時，即達到動態平衡：M=Mⁿ⁺+ne^-_，前一個過程的結果是在金屬與其鹽溶液的接觸界面建立起由帶負電荷的電子和帶正電荷的金屬離子所構成的雙電層。後一個過程在平衡時金屬表面聚集了金屬離子而f帶正電荷，溶液帶負電荷，從而構成了相應的雙電層，這種雙電層之間就存在一定的電勢差。

事實上，電極電勢的絕對值無法測定，只能選定某一電對的電極電勢作為參比標準，將其他電對的電極電勢與它比較而求出各電對平衡電勢的相對值。根據國際純粹與套用化學聯合會( IUPAC)的建議，通常選標準氫電極為參比標準，所測得的電勢稱氫標電勢，並且規定氫標準電極電勢為零。標準氫電極是由一個鍍有鉑金的銅電極，在25℃一個大氣壓時，浸於氫離子活度為1kg/mol的溶液中，其pH=0（標準狀態）而組成的。

由兩個電極即兩個半電池組成的原電池，其電極電勢(E)之差即電動勢可以測量。其間關係為：ε=E_正極-E_負極，根據物質的氧化還原能力，可以看出電極電勢代數值越小，電對所對應的還原型物質還原能力越強，氧化型物質氧化能力越弱；電極電勢代數值越大，電對所對應的還原型物質還原能力越弱，氧化型物質氧化能力越強。因此，電極電勢可以表示氧化還原對所對應的氧化型物質或還原型物質得失電子能力（即氧化還原能力）的相對大小。

經過測量氫鋅電池和銅鋅電池的電動勢，得到鋅的標準電極電勢為-0.763V，銅的標準電極電勢為+0. 34V。因此，鋅的還原能力強，而銅離子的氧化能力強。還原劑失掉電子的傾向（氧化劑得到電子的傾向）稱為氧化還原電勢。在實際工作中，由於氫電極使用不便，因此常用易於製備、使用方便而且電極電勢穩定的甘汞電極等作為電極電勢的對比參考，稱為參比電極。

氧化還原電勢與自由能的關係

生物氧化過程中發生的生化反應的能量變化與一般化學反應一樣可用熱力學上的自由能變化來描述。自由能（freeenergy）是指一個體系的總能量中，在恆溫恆壓條件下能夠做功的那一部分能量，又稱為Gibbs自由能，用符號G表示。物質中的自由能（G）含量是不易測定的，但化學反應的自由能變化（ΔG）是可以測定的。ΔG很有用，它表示從某反應可以得到多少有用功，也是衡量化學反應的自發性的標準。例如，物質A轉變為物質B的反應：ΔG=G_B-G_A，當ΔG為負值時，是放能反應，可以產生有用功，反應可自發進行；若ΔG為正值時，是吸能反應，為非自發反應，必須供給能量反應才可進行，其逆反應是自發的。

ΔG=ΔG⁰-In ，如果ΔG =0時,表明反應體系處於動態平衡狀態。此時，平衡常數為K，由已知的K可求得ΔG⁰：ΔG⁰=-RTInK。

在一個氧化還原反應中，可從反應物的標準氧化還原電勢E⁰計算出這個氧化還原反應的自由能變化（ΔG⁰），ΔG⁰與氧化還原電勢的關係如下：ΔG⁰=-nFΔE⁰，其中n表示轉移的電子數，F為法拉第常數（1法拉第=96485C/mol），ΔE0的單位為V，ΔG0的單位為J/mol。當ΔE⁰為正值時，ΔG⁰為負值，是放能反應，反應能自發進行；ΔE⁰為負值時,ΔG⁰為正值，是吸能反應，反應不能自發進行。

氧化還原電勢的作用

1、氧化還原電勢首先可以比較氧化劑或還原劑的相對強弱，電極電勢的大小反映物質在水溶液中氧化還原能力的強弱。電極電勢高，對應電對中的氧化型物質是強氧化劑；還原型物質是弱還原劑;電極電勢低，對應電對中的還原型物質是強還原劑,氧化型物質是弱氧化劑。

2、氧化還原電勢其次可以計算原電池的標準電動勢E⁰和電動勢E，在組成原電池的兩個半電池中，電極電勢代數值較大的半電池是原電池的正極，電極電勢代數值較小的半電池是原電池的負極。原電池的電動勢等於正極的電極電勢減去負極的電極電勢。

3、氧化還原電勢還可以判斷氧化還原反應進行的程度，化學反應進行的程度可以根據標準平衡常數來衡量,氧化還原反應的標準平衡常數可根據有關電對的標準電極電勢求得,因此,用電極電勢可以判斷氧化還原反應進行的程度。

4、氧化還原電勢能測定溶液的pH及物質的某些常數弱酸的pH、解離常數K、難溶化合物的溶度積K_sp、配合物的穩定常數K_f等都可以用測定電池電極電勢的方法求得。

5、最後氧化還原電勢在生物領域內有一定的套用，我們知道機體環境中的氧化還原電勢和它的含氧量有著密切的相關性。環境中的氧濃度減少，由於還原作用而造成氧化還原電勢降低，因此氧濃度與氧化還原電勢之間有密切關係， 但兩者對厭氧菌的生長繁殖還沒有完全弄清楚。正常人組織中的氧化還原電勢約為+150mV，而人體大腸中的氧化還原電勢約為-250mV， 因此含有大量的厭氧菌。普通培養基在有氧的環境下，氧化還原電勢在+300mV左右，而厭氧菌需在-200mV左右才能生長，故厭氧菌培養必須與氧隔絕，或降低培養基的氧化還原電勢。Hanke等(1943)提出環境中的氧化還原電勢是厭氧菌生長的決定性因素，他們認為某些厭氧菌培養在氧化還原電勢低的培養基上， 即使放在有氧的氣體中也能生長。但也有人認為對厭氧菌生長起決定性作用的是氧張力，而不是氧化還原電勢，如類桿菌、突破芽胞梭菌、擴大消化鏈球菌等多種厭氧菌，均能在無氧環境下生長，並不受環境中氧化還原電勢的影響。