Oxydation, réduction…

1. Fe2+ Fe3+ + e— Cu2+ + e— Cu+ Fe3+/Fe2+ Cu2+/Cu+ Forme oxydée Forme réduite NAD+ + 2H+ + 2 e— NADH + H+ Oxydation, réduction… • Une oxydation est une perte d’électron • Une réduction est un gain d’électron (OIL) (l’oxydant fixe les électron) (le réducteur cède les électrons) Réduction … oxydation Ox + e— Red Oxydation … réduction • Les couples redox sont toujours donnés dans le sens Ox/Red • IMPORTANT : penser H = H+ + e— « ajouter H revient à ajouter des électrons… Transporter des électrons peut se faire en transportant des H… »

2. i A e— Cu+ Cu2+ + e— Fe3+ + e— Fe2+ Mis en présence, ces deux couples donnent spontanément Fe2+ et Cu2+ : Fe3+ + Cu+ Fe2+ + Cu2+ Oxydation, réduction… • Une réaction d’oxydoréduction décrit les relations entre deux couples redox Fe2+ + Cu2+ Fe3+ + Cu+ Pyruvate + NADH + H+ lactate + NAD+ • Ces réactions ont un sens spontané. On peut le constater en réalisant un montage mettant en évidence la circulation des électrons, donc… un courant électrique. L’enthalpie libre de cette réaction correspond donc à un travail électrique !

3. Les potentiels ne sont pas mesurables directement ; les différences le sont. • On choisit un couple de référence (E=0) : l’électrode standard à hydrogène • C’est une électrode inerte en platine en contact avec de l'hydrogène gazeux (pression : 1 atm), une solution aqueuse contenant des cations hydroniums (concentration : 1 mol/l) et à la température de 25°C (conditions standard). H+ + e— 1/2 H2 Oxydation, réduction… • S’il y a circulation de courant, il y a donc différence de potentiel électrique. ∆E = E2 - E1 V E2 E1 Cu+ Cu2+ + e— Fe3+ + e— Fe2+ n = nombre d’électrons mis en jeu F = Faraday (9,65.104 J.V.mol-1) ∆G = - n F ∆E • E est appelé le potentiel redox du couple rédox.

4. Potentiel rédox • Le potentiel redox décrit l’aptitude à capter les électrons (à être réduit) Eo= 0,770 V Fe3+ + e— Fe2+ Cu2+ + e— Cu+ Eo= 0,158 V Le fer sera donc plus facilement réduit que le cuivre Mis en présence, ces deux couples donneront spontanément Fe2+ et Cu2+ : Fe3+ + Cu+ Fe2+ + Cu2+ Si nous sommes dans les conditions standard : ∆E = 0,770 - 0,158 = 0,612 V REMARQUE IMPORTANTE : ∆E >0, donc ∆G < 0 (ici = -59 kJ.mole-1) : réaction spontanée… Les électrons passent donc spontanément vers des potentiels rédox CROISSANTS

5. Soit la réaction : ox1 + red2 red1 + ox2 (somme de : ox1 + e— red1 red2 ox1 + e—) (loi de Nernst) Loi de Nernst • Comme ∆G, le potentiel redox varie en fonction des conditions. • On définit donc des conditions standards qui permettent d’obtenir E° (chimie) et E°’ (biologie) Pour cette réaction : ∆G = ∆G°’ + RT ln K , avec K = ∆G = - nF ∆E, et ∆G°’ = - nF ∆E°’ D’où : Pouvez-vous préciser ce « d’où » ?…

6. Loi de Nernst Réaction : ∆G = ∆G°’ + RT ln K , avec K = ∆G = - nF ∆E, et ∆G°’ = - nF ∆E°’ ox1 + red2 red1 + ox2 D’où : - nF ∆E = - nF ∆E°’ + RT ln K et ∆E = E1-E2 (cf équation) comme Il vient

7. Demis réactions redox : O2 + 2H+ + 2e— H2O cytochrome c3+ + e— cytochrome c2+ Donc au cours de la respiration : l’oxygène est donc réduit en eau, le cytochrome c est oxydé. E O2 /H2O cytochrome c3+/ cytochrome c2+ Petits calculs… Au cours de la respiration cellulaire se produit la réaction spontanée: 4 cytochrome c2+ + 4 H+ + O2 4 cytochrome c3+ + 2 H2O Qui est oxydé ? Qui est réduit ? Les potentiels standards sont : E° = 0,815 et E° = 0,235 V A quoi correspondent-t-ils ? Le plus fort potentiel correspond au couple qui accapare les électrons : O2 /H2O a donc un potentiel rédox de 0,815 cytochrome c3+/ cytochrome c2+ a un potentiel rédox de 0,235 Remarque : la « règle » du gamma pour prévoir le sens d’une réaction…