Réactions d'oxydation et de réduction 221
ô.E - ô.E°
2,3RT l
�
-
+ nF
agio [ réd]
où [ox] et [réd] sont les concentrations (en mol dm- 3 ) des espèces
oxydées et réduites, R est la constante des gaz, 8,314 J K- 1 mol- 1 et Test
la température en kelvins. La démonstration de cette équation est
donnée dans l'appendice, rubrique 13.2. La température corporelle de
310 K donne au rapport 2,3RT/F une valeur de 0,06 V, de sorte que
l'équation précédente se simplifie en :
·E - AE'
0, 06 1
�
o
- o
+ n
og10 [réd]
On se doit de faire remarquer que si [ox] = [réd] , il s'ensuit que
6.E = 6.E0•
Exemple raisonné 13.5
Calculer le 6.G de la réaction redox suivante :
NAD+ + Malate - Oxaloacétate + NADH + H+
lorsque [NAD+] vaut 10- 3 mol dm- 3 et [NADH] vaut 10-5 mol dm- 3
à 37 °C.
Réponse
(1) Chercher dans le tableau 13.l les valeurs des E0 (et le nombre
d'électrons transférés) pour les demi-réactions impliquées dans
les réactions redox ci-dessus. Il s'agit de -0,17 V pour le couple
malate, oxaloacétate et de -0,32 V pour le couple NADH + H+,
NAD+.
(2) Faire appel à l'équation de Nernst pour recalculer le 6.E relatif
à la demi-réaction NADH/NAD+, en tenant compte des conditions nouvelles de concentrations de NADH et de NAD+.
0, 06
[10-3]
ô.E = -0, 32 + - 2 - logio [ lO-s]
= -0, 32 + 0,03 (+ 2)
= -0,26 V
Dans le sens dans lequel la réaction est écrite, deux électrons
devraient quitter le malate pour être réceptionnés par NAD+, de
sorte que le malate est le donneur. Le 6.E vaut donc -0,26 - (-0, 17)
= -0,09 V.
En substituant cette valeur dans 6.G = - n6.EF, on obtient :
6.G = -2 x -0,09 x 96.500 J mol- 1
= +17.370 J mol- 1