Die Gibbs-Energie einer Redoxreaktion

Jeder Halbreaktion wird ein Reduktionspotenzial zugeordnet, die entsprechend hier mit E_A und E_B bezeichnet werden.

$$\begin{array}{l}{\mathit{E}}_{\mathit{A}}={\mathit{E°}}_{\text{A}}-\frac{\mathit{R}\mathit{T}}{\mathit{N}\mathit{F}}\cdot ln\left(\frac{\left[A_{\text{red}}\right]}{\left[A_{\text{ox}}^{\mathit{N}+}\right]}\right)\\ {\mathit{E}}_{\mathit{B}}={\mathit{E°}}_{\text{B}}-\frac{\mathit{R}\mathit{T}}{\mathit{N}\mathit{F}}\cdot ln\left(\frac{\left[B_{\text{red}}\right]}{\left[B_{\text{ox}}^{\mathit{N}+}\right]}\right)\end{array}$$

Damit gilt:

$$\Delta \mathit{E°}={\mathit{E°}}_{\text{(}{\mathit{e}}^{-}\text{-Akzeptor)}}-{\mathit{E°}}_{\text{(}{\mathit{e}}^{-}\text{-Donor)}}$$

und

$$\Delta \mathit{E°}=\mathit{E°}-\mathit{E°}$$

Redoxpotenziale werden definiert, indem sie auf einen willkürlichen Standard, die Standardwasserstoffhalbreaktion, bezogen werden:

H⁺ steht dabei bei $\text{pH}=0$, $\mathit{T}=$$25\text{°C}$ und $1\text{bar}$ im Gleichgewicht mit gasförmigem Wasserstoff. Dieser Halbzelle wird ein Standardreduktionspotenzial von $\mathit{E°}=$$0\text{V}$ zugeordnet. Bei positiven $\Delta \mathit{E}$ ist $\Delta \mathit{G}$ negativ. Je positiver das Standardreduktionspotenzial $\mathit{E°}$, desto höher ist die Elektronenaffinität der oxidierten Form des Redoxpaares. In der Biochemie werden die Redoxpotenziale bei $\text{pH}=7$ angegeben. Bei diesem $\text{pH}$-Wert hat die Wasserstoff-Elektrode ein Potential $\mathit{E°}$ von $-\mathrm{0,42}\text{V}$.