Fiche 26 • Oxydo-réduction
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• F, le Faraday, est la charge électrique associée à une mole d’électrons,
(96 500 Coulomb mole –1 ),
• a Ox et a Red sont les activités respectives des formes oxydée et réduite du couple
considéré.
Dans les conditions standard :
• l’activité des formes oxydée et réduite est égale à 1 (solution idéale à 1 mol L –1 )
• la pression est égale à 1 bar,
• le pH est égal à 7 (conditions particulière aux réactions biochimiques).
L’équation de Nernst est habituellement écrite sous une forme plus pratique, dans laquelle
apparaît le logarithme décimal et où l’on fait intervenir les concentrations molaires des
formes oxydée et réduite, sous-entendu que les solutions sont idéales ; à la température
de 298 K, (25 °C) :
′ = ′° +
[
]
[
]
E
E
n
log
0 059
10
,
Ox
Red
(5)
Le tableau de la page suivante rassemble des potentiels standards de couples d’oxydoréduction importants en biochimie.
3. COUPLAGE DE DEUX DEMI-RÉACTIONS
Lorsque l’on couple deux demi-réactions, il est d’usage d’écrire dans le sens direct
(Ox 8 Red) la demi-réaction dont le potentiel redox est le plus élevé, et d’inverser la
demi-réaction dont le potentiel redox est le plus faible puis de faire la somme des deux
demi-réactions. Par exemple, la réduction de l’acétaldéhyde par le NADH :
Acétaldéhyde + 2 H + + 2 e – 8 Éthanol
NADH 8 NAD + + H + + 2 e –
Acétaldéhyde + NADH + H + 8 Éthanol + NAD +
(6)
La réaction (6) est caractérisée par une différence de potentiel standard, DE′° calculée à
partir des potentiels standard des deux demi-réactions :
DE′° = {E′° le plus élevé (celui de l’oxydant)}
– {E′° le plus faible (celui du réducteur)}
En observant cette règle, on obtient toujours des valeurs positives de DE′°. Dans le cas
présent, DE′°= – 0,197 – (– 0,315) : + 0,118 V.
Le nombre d’électrons échangés est pris en compte pour calculer l’enthalpie libre standard de réaction à partir de la relation :
D r G′ o = – nF DE′°
(7)
Soit, pour la réduction de l’acétaldéhyde par le NADH :
D r G′ o = – 2 ¥ 96 500 ¥ {–0,197– (–0,315)} = – 22,8 kJ mol –1
9782100724185-Livre.indb 59
20/05/15 19:11
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• F, le Faraday, est la charge électrique associée à une mole d’électrons,
(96 500 Coulomb mole –1 ),
• a Ox et a Red sont les activités respectives des formes oxydée et réduite du couple
considéré.
Dans les conditions standard :
• l’activité des formes oxydée et réduite est égale à 1 (solution idéale à 1 mol L –1 )
• la pression est égale à 1 bar,
• le pH est égal à 7 (conditions particulière aux réactions biochimiques).
L’équation de Nernst est habituellement écrite sous une forme plus pratique, dans laquelle
apparaît le logarithme décimal et où l’on fait intervenir les concentrations molaires des
formes oxydée et réduite, sous-entendu que les solutions sont idéales ; à la température
de 298 K, (25 °C) :
′ = ′° +
[
]
[
]
E
E
n
log
0 059
10
,
Ox
Red
(5)
Le tableau de la page suivante rassemble des potentiels standards de couples d’oxydoréduction importants en biochimie.
3. COUPLAGE DE DEUX DEMI-RÉACTIONS
Lorsque l’on couple deux demi-réactions, il est d’usage d’écrire dans le sens direct
(Ox 8 Red) la demi-réaction dont le potentiel redox est le plus élevé, et d’inverser la
demi-réaction dont le potentiel redox est le plus faible puis de faire la somme des deux
demi-réactions. Par exemple, la réduction de l’acétaldéhyde par le NADH :
Acétaldéhyde + 2 H + + 2 e – 8 Éthanol
NADH 8 NAD + + H + + 2 e –
Acétaldéhyde + NADH + H + 8 Éthanol + NAD +
(6)
La réaction (6) est caractérisée par une différence de potentiel standard, DE′° calculée à
partir des potentiels standard des deux demi-réactions :
DE′° = {E′° le plus élevé (celui de l’oxydant)}
– {E′° le plus faible (celui du réducteur)}
En observant cette règle, on obtient toujours des valeurs positives de DE′°. Dans le cas
présent, DE′°= – 0,197 – (– 0,315) : + 0,118 V.
Le nombre d’électrons échangés est pris en compte pour calculer l’enthalpie libre standard de réaction à partir de la relation :
D r G′ o = – nF DE′°
(7)
Soit, pour la réduction de l’acétaldéhyde par le NADH :
D r G′ o = – 2 ¥ 96 500 ¥ {–0,197– (–0,315)} = – 22,8 kJ mol –1
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