E-mot. Kraft & freie Enthalpie < Chemie < Naturwiss. < Vorhilfe
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| Aufgabe | Sie wollen L-Lactat (Lac, [mm] CH_{3}CH(OH)COO^{-}) [/mm] mit Cytochrom c oxidieren, wobei Lactat zu Pyruvat (Pyr, [mm] CH_{3}COCOO^{-}) [/mm] umgesetzt wird.
E'_{0} Cyt. [mm] c_{ox/red} [/mm] = + 0,25 V, n=1;
E'_{0} Pyr/Lac = -0,19 V, n=2
a) Geht diese Reaktion in der gewünschten Richtung? berechnen sie die freie Enthalpie dieser Reaktion!
b) Welches ist die redoxaktive Komponente des Cytochrom c? |
Bei a) habe ich ein Problem. Zunächst hätte ich mal die üblichen Redoxteilschritte aufgestellt:
Cyt. [mm] c_o{ox}+ e^{-} [/mm] <===> Cyt. [mm] c_{red} [/mm] E'_{0}(red)
Pyr <===> Lac + [mm] 2e^{-} [/mm] E'_{0}(ox)
Bei dem Standardbeispiel in der galvanischen Zelle, wäre jetzt die Berechnung der elektromotorischen Kraft dran, also
EMK = E'_{0}(red) - E'_{0}(ox)
Aus Delta G = - nF * EMK wäre dann natürlich auch leicht ersehbar, ob die Reaktion spontan abläuft.
Das Problem in diesem Beispiel ist nur, dass ich nicht genau weiß, wie ich mit den unterschiedlichen "ns" umgehen muss. Da Pyruvat bei der Oxidation 2 Elektronen abgibt, das Cytochrom c aber nur eins aufnimmt, weiß ich eben nicht, ob ich mit 2 mol Cytochrom C pro mol Pyruvat rechnen muss bzw. ob ich dann für die Berechnung von EMK dann 2* E'_{0}(red) - E'_{0}(ox)hernehmen muss.
Die b) kann man sich auch aus nem Buch raussuchen, falls es aber grade zufällig einer weiß....
Schonmal vielen Dank für die Hilfe im voraus.
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Hallo Alex,
wenn ich im Netz nachschaue,
![[]](/images/popup.gif) http://www.bmb.leeds.ac.uk/illingworth/oxphos/physchem.htm
http://de.wikipedia.org/wiki/Redoxpotential
, dann finde ich folgende Redoxpotentiale:
Lac/Pyr [mm] E_{0}' [/mm] = -0,19 V
Vereinbarungsgemäß schreibt und meint man zuerst die reduzierte Form, die dann im Redoxprozess in die oxidierte Form übergeht, welche dann als zweites geschrieben wird.
Ausgeschrieben als Formel bedeutet das:
$Lac [mm] \to [/mm] Pyr + 2e^- + 2 H^+$ ; [mm] E_{0}' [/mm] = -0,19 V
Für Cytochrom c habe ich gefunden:
[mm] Cytc^{2+}/Cytc^{3+} [/mm] ; [mm] E_{0}' [/mm] = +0,25 V
Ausgeschrieben als Formel:
$Cyt [mm] c^{2+} \to [/mm] Cyt [mm] c^{3+} [/mm] + e^-$ ; [mm] E_{0}' [/mm] = +0,25 V
Wenn man nun von einer Substanz in einem Redoxprozess ein Vielfaches nimmt, bleiben die Redoxpotentiale unverändert. Stell dir eine Batterie vor, ein Zink-Braunstein-Element. Nur weil Du dort bspw. die doppelte Menge an Zink und Braunstein hineinpacken würdest, verdoppelt sich nicht die Spannung; wohl hingegen die Elektronenmenge (in Coulomb), die Du daraus beziehen kannst.
Wenn Du nun deine Reaktionshalbgleichungen so untereinanderschreibst, dass beim Addieren die gewünschte Reaktion herauskommt, kannst Du auch einfach deine Redoxpotentiale addieren.
Beachte: wenn Du eine Redoxhalbgleichung rückwärts ablaufen lässt, ändert sich das Vorzeichen des Redoxpotentials:
$Lac [mm] \to [/mm] Pyr + 2e^- $ ; [mm] E_{0}' [/mm] = -0,19 V
$2Cyt [mm] c^{3+} [/mm] + 2e^- [mm] \to [/mm] 2Cyt [mm] c^{2+} [/mm] $ ; [mm] E_{0}' [/mm] = -0,25 V
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$2Cyt [mm] c^{3+} [/mm] + Lac [mm] \to [/mm] 2Cyt [mm] c^{2+}+Pyr [/mm] $ ; [mm] EMK_{0}' [/mm] = -0,44 V
Die freie Enthalpie kannst Du dir dann ja ausrechnen; aber bitte mit
[mm] $\Delta G_0' [/mm] = [mm] n*F*EMK_0'$
[/mm]
, also ohne Minus-Zeichen!
Wenn Du dagegen die Konvention EMK = [mm] E_0'(Red)-E_0'(Ox) [/mm] verwendest, wobei Du (ungeachtet der Richtung der tatsächlich ablaufenden Halbreaktionen) genau die angegebenen Tabellenwerte aus der Spannungsreihe einsetzt, dann erhältst Du
EMK = [mm] E_0'(Red)-E_0'(Ox) [/mm] = +0,25V-(-0,19V)=0,44V
und musst dann [mm] $\Delta G_0' [/mm] = [mm] -n*F*EMK_0'$ [/mm] verwenden.
zu b) Im Netz habe ich gefunden Cytochrom [mm] Fe^{2+}/Fe^{3+}.
[/mm]
Also dürfte die redoxaktive Komponente Eisen sein?
Viele Grüße aus Konstanz nach Konschtanz.
Martinius
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Ok, jetzt meine ich zumindest, es verstanden zu haben. Vielen Dank!!!
bei Konstanz ohne "ch" wäre ich übrigens vorsichtig, für den mangelnden Zischlaut bin ich schonmal sehr schmerzhaft von einem Einheimischen bestraft worden).
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