Из Википедии, бесплатной энциклопедии
Перейти к навигации Перейти к поиску
Ионная связь натрия и фтора с образованием фторида натрия . Натрий теряет свой внешний электрон, чтобы придать ему стабильную электронную конфигурацию , и этот электрон экзотермически входит в атом фтора . Затем противоположно заряженные ионы притягиваются друг к другу. Натрий окисляется; и фтор снижается.
Демонстрация реакции между сильным окислителем и восстановителем. Когда несколько капель глицерина (мягкий восстанавливающий агент) добавляются к порошкообразному перманганату калия (сильный окислитель), начинается бурная окислительно-восстановительная реакция, сопровождающаяся самовоспламенением.
Пример реакции восстановления-окисления с образованием хлорида натрия с мнемоникой OIL RIG [1]

Редокс ( снижение окисление , произношение: / г ɛ д ɒ к с / редоксом или / г я д ɒ к с / reedoks [2] ) представляет собой тип химической реакции , в которых состояние окисления из атомов изменяется. Окислительно-восстановительные реакции характеризуются фактическим или формальным переносом электронов между химическими веществами., чаще всего, когда один компонент (восстанавливающий агент) подвергается окислению (теряет электроны), в то время как другой компонент (окислитель) подвергается восстановлению (приобретает электроны). [3] Химические частицы, из которых удален электрон, считаются окисленными, в то время как химические частицы, к которым добавлен электрон, считаются восстановленными. Другими словами:

  • Окисление - это потеря электронов или увеличение степени окисления атома, иона или определенных атомов в молекуле .
  • Уменьшение - это увеличение количества электронов или уменьшение степени окисления атома, иона или определенных атомов в молекуле (снижение степени окисления).

Многие реакции в органической химии являются окислительно-восстановительными реакциями из-за изменений в степени окисления, но без явного переноса электронов. Например, во время горения древесины молекулярным кислородом степень окисления атомов углерода в древесине увеличивается, а степень окисления атомов кислорода уменьшается по мере образования диоксида углерода и воды. Атомы кислорода подвергаются восстановлению, формально приобретая электроны, в то время как атомы углерода подвергаются окислению, теряя электроны. Таким образом, кислород является окислителем, а углерод - восстановителем в этой реакции. [4]

Хотя реакции окисления обычно связаны с образованием оксидов из молекул кислорода, кислород не обязательно включается в такие реакции, поскольку другие химические соединения могут выполнять ту же функцию. [4]

Окислительно-восстановительные реакции могут протекать относительно медленно, как в случае образования ржавчины , или гораздо быстрее, как в случае горения топлива. Существуют простые окислительно-восстановительные процессы, такие как окисление углерода с образованием диоксида углерода (CO 2 ) или восстановление углерода водородом с образованием метана (CH 4 ), а также более сложные процессы, такие как окисление глюкозы (C 6 H 12 O 6 ) в теле человека. Анализ энергий связи и энергий ионизации в воде позволяет рассчитать окислительно-восстановительные потенциалы. [5] [6]

Этимология [ править ]

«Редокс» - это сочетание слов «восстановление» и «окисление». Слово « окисление» первоначально подразумевало реакцию с кислородом с образованием оксида, поскольку дикислород (O 2 ( g )) исторически был первым признанным окислителем . Позже этот термин был расширен и теперь включает кислородоподобные вещества, которые совершают параллельные химические реакции. В конце концов, смысл был обобщен, чтобы включить все процессы, связанные с потерей электронов.

Слово « сокращение» первоначально относилось к потере веса при нагревании металлической руды, такой как оксид металла, для извлечения металла. Другими словами, руда «превращалась» в металл. Антуан Лавуазье продемонстрировал, что эта потеря веса произошла из-за потери кислорода в виде газа. Позже ученые поняли, что в этом процессе атом металла приобретает электроны. Затем значение редукции стало обобщенным, чтобы включить все процессы, связанные с увеличением количества электронов.

Электрохимик Джон Бокрис использовал слова электронизация и деэлектронация для описания процессов восстановления и окисления, соответственно, когда они происходят на электродах . [7] Эти слова аналогичны протонированиям и депротонирование , [8] , но они не были широко приняты химиками во всем мире.

Термин «гидрирование» часто может использоваться вместо восстановления, поскольку водород является восстановителем в большом количестве реакций, особенно в органической химии и биохимии. Однако, в отличие от окисления, которое распространялось не только на его корневой элемент, гидрирование сохранило свою специфическую связь с реакциями, которые добавляют водород к другому веществу (например, гидрирование ненасыщенных жиров до насыщенных жиров, R − CH = CH − R + H 2 → R-CH 2 -CH 2 -R). Слово «редокс» впервые было использовано в 1928 году [9].

Определения [ править ]

Процессы окисления и восстановления происходят одновременно и не могут происходить независимо друг от друга, подобно кислотно-основным реакциям . [4] Только окисление и только восстановление называют полуреакцией, потому что две полуреакции всегда протекают вместе, образуя целую реакцию. При написании полуреакций приобретенные или потерянные электроны обычно включаются явно, чтобы полуреакция была сбалансирована относительно электрического заряда. Электроны нейтрализуются, когда половинные реакции объединяются, чтобы составить чистое химическое уравнение . [ необходима цитата ]

Хотя этих общих описаний достаточно для многих целей, они не совсем верны. Хотя окисление и восстановление правильно относятся к изменению степени окисления , фактический перенос электронов может никогда не произойти. Степень окисления атома - это фиктивный заряд, который атом имел бы, если бы все связи между атомами различных элементов были на 100% ионными. Таким образом, окисление лучше всего определяется как увеличение степени окисления , а восстановление как уменьшение степени окисления . На практике перенос электронов всегда вызывает изменение степени окисления, но есть много реакций, которые классифицируются как «окислительно-восстановительные», даже если перенос электронов не происходит (например, с участием ковалентныхоблигации). В результате невозможно записать простые полуреакции для отдельных атомов, претерпевающих окислительно-восстановительный процесс. [ необходима цитата ]

Окислители и восстановители [ править ]

В окислительно-восстановительных процессах восстановитель передает электроны окислителю. Таким образом, в реакции восстановитель или восстановитель теряет электроны и окисляется, а окислитель или окислитель приобретает электроны и восстанавливается. Пара окислителя и восстановителя, которая участвует в конкретной реакции, называется окислительно-восстановительной парой . Окислительно - восстановительная пара является восстановителем видов и его соответствующая формы окислительной, [10] , например, Fe2+/ Fe3+.

Окислители [ править ]

Международная Пиктограмма для окислительных химических веществ

Вещества, которые обладают способностью окислять другие вещества (заставляют их терять электроны), считаются окислительными или окисляющими и известны как окислители , окислители или окислители. То есть окислитель (окислитель) удаляет электроны из другого вещества и, таким образом, сам восстанавливается. И поскольку он «принимает» электроны, окислитель также называют акцептором электронов . Кислород - типичный окислитель. [ необходима цитата ]

Окислители обычно представляют собой химические вещества с элементами в высокой степени окисления (например, H2О2, MnO- 4, CrO3, Cr2О2- 7, OsO4) или сильно электроотрицательные элементы ( O 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 ), которые могут получать дополнительные электроны, окисляя другое вещество. [ необходима цитата ]

Редукторы [ править ]

Вещества, которые обладают способностью восстанавливать другие вещества (заставляя их приобретать электроны), называются восстановителями или восстановителями и известны как восстановители , восстановители или восстановители. Восстановитель (восстанавливающий агент) переносит электроны на другое вещество и, таким образом, сам окисляется. И поскольку он отдает электроны, восстановитель также называется донором электронов . Доноры электронов могут также образовывать комплексы с переносом заряда с акцепторами электронов.

Восстановители в химии очень разнообразны. Электроположительные элементарные металлы , такие как литий , натрий , магний , железо , цинк и алюминий , являются хорошими восстановителями. Эти металлы относительно легко отдают или отдают электроны. Гидридные реагенты передачи , такие как NaBH 4 и LiAlH 4 , широко используется в органической химии , [11] [12] в первую очередь в уменьшении карбонильных соединений спиртов. Другой метод восстановления включает использование газообразного водорода (H 2 ) с палладиевым , платиновым или никелевым катализатором . Реакция каталитического гидрирования - важный производственный процесс.

Стандартные электродные потенциалы (восстановительные потенциалы) [ править ]

Каждая полуреакция имеет стандартный электродный потенциал ( E0
ячейка
), Которая равна разности потенциалов или напряжения при равновесии при стандартных условиях в качестве электрохимического элемента , в котором катод реакция является полуреакцией считать, а анод представляет собой стандартный водородный электрод , где происходит окисление водород:

1 / 2  H 2 → Н + + е - .

Электродный потенциал каждой полуреакции также известен как его восстановительный потенциал E0
красный
, или потенциальный, когда полуреакция происходит на катоде. Потенциал восстановления - это мера тенденции окислителя к восстановлению. Его значение равно нуль при Н + + е -1 / 2  Н 2 , по определению, положительное для окислителей сильнее , чем Н + (например, 2,866 В для F 2 ) и отрицательный для окислителей , которые являются более слабыми , чем Н + ( например, -0,763 В для Zn 2+ ). [13]

Для окислительно-восстановительной реакции, происходящей в клетке, разность потенциалов равна:

E0
ячейка
= E0
катод
- E0
анод

Однако потенциал реакции на аноде иногда выражается как окислительный потенциал :

E0
бык
 = - E0
красный
.

Потенциал окисления является мерой тенденции восстановителя к окислению, но не представляет собой физический потенциал на электроде. В этих обозначениях уравнение напряжения ячейки записывается со знаком плюс

E0
ячейка
= E0
красный (катод)
+ E0
вол (анод)

Примеры окислительно-восстановительных реакций [ править ]

Иллюстрация окислительно-восстановительной реакции

В реакции между водородом и фтором происходит окисление водорода и восстановление фтора:

ЧАС
2
+ F
2
→ 2 ВЧ

Эта реакция является спонтанной и выделяет 542 кДж на 2 г водорода, потому что связь HF намного прочнее, чем слабая связь FF с высокой энергией. Мы можем записать эту общую реакцию в виде двух полуреакций :

реакция окисления:

ЧАС
2
→ 2  H + + 2  e -

и реакция восстановления:

F
2
+ 2 e - → 2  F -

Анализ каждой полуреакции по отдельности часто может прояснить общий химический процесс. Поскольку нет никакого чистого изменения заряда во время окислительно-восстановительной реакции, количество электронов, избыточное в реакции окисления, должно равняться количеству, потребляемому реакцией восстановления (как показано выше).

Элементы, даже в молекулярной форме, всегда имеют нулевую степень окисления. В первой полуреакции водород окисляется от нулевой степени окисления до степени окисления +1. Во второй полуреакции фтор восстанавливается от степени окисления нуля до степени окисления -1.

При сложении реакций электроны аннулируются:

Ионы объединяются, образуя фтороводород :

2 H + + 2 F - → 2 HF

Общая реакция:

ЧАС
2
+ F
2
→ 2 ВЧ

Смещение металла [ править ]

Окислительно-восстановительная реакция - это сила, стоящая за электрохимической ячейкой, такой как гальваническая ячейка . Батарея сделана из цинкового электрода в растворе ZnSO 4, соединенного проволокой и пористым диском с медным электродом в растворе CuSO 4 .

В реакции этого типа атом металла в соединении (или в растворе) заменяется атомом другого металла. Например, медь осаждается, когда металлический цинк помещается в раствор сульфата меди (II) :

Zn (s) + CuSO 4 (водн.) → ZnSO 4 (водн.) + Cu (s)

В указанной выше реакции металлический цинк вытесняет ион меди (II) из раствора сульфата меди и, таким образом, высвобождает свободную металлическую медь. Реакция является спонтанной и выделяет 213 кДж на 65 г цинка, потому что по сравнению с цинком металлическая медь имеет меньшую энергию из-за связывания через свои частично заполненные d-орбитали. [5]

Ионное уравнение этой реакции:

Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu

В виде двух полуреакций видно, что цинк окисляется:

Zn → Zn 2+ + 2 e -

И медь снижается:

Cu 2+ + 2 e - → Cu

Другие примеры [ править ]

  • Восстановление нитрата до азота в присутствии кислоты ( денитрификация ):
    НЕТ-
    3
    + 10 е - + 12 H + → N 2 + 6 H 2 O
  • Сгорания из углеводородов , таких , как в двигателе внутреннего сгорания , производит воду , углекислый газ , некоторые частично окисленные формы , такие как монооксид углерода , и тепловой энергии . При полном окислении материалов, содержащих углерод, образуется диоксид углерода.
  • В органической химии при ступенчатом окислении углеводорода кислородом образуется вода и, последовательно, спирт , альдегид или кетон , карбоновая кислота , а затем пероксид .

Коррозия и ржавчина [ править ]

Оксиды, такие как оксид железа (III) или ржавчина , состоящий из гидратированных оксидов железа (III) Fe 2 O 3 · n H 2 O и оксида-гидроксида железа (III) (FeO (OH), Fe (OH) 3 ) , образуются, когда кислород соединяется с другими элементами
Ржавчина железа в кубиках пирита
  • Термин коррозия относится к электрохимическому окислению металлов в реакции с окислителем, таким как кислород. Ржавчина , образование оксидов железа , является хорошо известным примером электрохимической коррозии; он образуется в результате окисления металлического железа . Обычная ржавчина часто относится к оксиду железа (III) , который образуется в результате следующей химической реакции:
    4 Fe + 3 O 2 → 2 Fe 2 O 3
  • Окисление железа (II) до железа (III) перекисью водорода в присутствии кислоты:
    Fe 2+ → Fe 3+ + e -
    Н 2 О 2 + 2 е - → 2 ОН -
Общее уравнение:
2 Fe 2+ + H 2 O 2 + 2 H + → 2 Fe 3+ + 2 H 2 O

Диспропорционирование [ править ]

Диспропорционирования реакция является тот , в котором одно вещество одновременно окисленной и восстановленной. Например, тиосульфат- ион с серой в степени окисления +2 может реагировать в присутствии кислоты с образованием элементарной серы (степень окисления 0) и диоксида серы (степень окисления +4).

S 2 O 3 2- (водный раствор) + 2 H + (водный раствор) → S (s) + SO 2 (g) + H 2 O (l)

Таким образом, один атом серы восстанавливается с +2 до 0, а другой окисляется с +2 до +4. [14]

Редокс-реакции в промышленности [ править ]

Катодная защита - это метод, используемый для контроля коррозии металлической поверхности, делая ее катодом электрохимической ячейки. Простой метод защиты соединяет защищенный металл с более легко корродирующим « жертвенным анодом », который действует как анод. Жертвенный металл вместо защищенного металла подвергается коррозии. Обычно катодная защита применяется в гальванизированной стали, в которой защитное покрытие цинком на стальных деталях защищает их от ржавчины. [ необходима цитата ]

Окисление используется в самых разных отраслях промышленности, таких как производство чистящих средств и окисление аммиака для получения азотной кислоты .

Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе электрохимических ячеек , которые могут генерировать электрическую энергию или поддерживать электросинтез . Металлические руды часто содержат металлы в окисленном состоянии, такие как оксиды или сульфиды, из которых чистые металлы извлекаются плавкой при высокой температуре в присутствии восстановителя. В процессе гальваники используются окислительно-восстановительные реакции для покрытия объектов тонким слоем материала, например, хромированных автомобильных деталей, серебряных столовых приборов , гальванизации и позолоченных ювелирных изделий . [ необходима цитата ]

Редокс-реакции в биологии [ править ]

Верх: аскорбиновая кислота ( восстановленная форма из витамина C )
Внизу: дегидроаскорбиновая кислоты ( окисленная форма из витамина С )
Ферментативное потемнение - это пример окислительно-восстановительной реакции, которая имеет место в большинстве фруктов и овощей.

Многие важные биологические процессы включают окислительно-восстановительные реакции.

Клеточное дыхание , например, представляет собой окисление глюкозы (C 6 H 12 O 6 ) до CO 2 и восстановление кислорода до воды . Итоговое уравнение клеточного дыхания:

С 6 Н 12 О 6 + 6 О 2 → 6 СО 2 + 6 Н 2 О

Процесс клеточного дыхания также сильно зависит от восстановления NAD + до NADH и обратной реакции (окисления NADH до NAD + ). Фотосинтез и клеточное дыхание дополняют друг друга, но фотосинтез не является обратной реакцией окислительно-восстановительного процесса при клеточном дыхании:

6 CO 2 + 6 H 2 O + световая энергия → C 6 H 12 O 6 + 6 O 2

Биологическая энергия часто сохраняется и высвобождается посредством окислительно-восстановительных реакций. Фотосинтез включает в себя восстановление углекислого газа до сахаров и окисление воды до молекулярного кислорода. Обратная реакция, дыхание, окисляет сахар с образованием диоксида углерода и воды. В качестве промежуточных этапов восстановленные соединения углерода используются для восстановления никотинамидадениндинуклеотида (NAD + ) до NADH, который затем способствует созданию протонного градиента , который стимулирует синтез аденозинтрифосфата (АТФ) и поддерживается за счет восстановления кислород. В клетках животных митохондрии выполняют аналогичные функции. УвидетьСтатья о мембранном потенциале .

Свободнорадикальные реакции - это окислительно-восстановительные реакции, которые происходят как часть гомеостаза и уничтожения микроорганизмов, когда электрон отрывается от молекулы, а затем почти мгновенно присоединяется к ней. Свободные радикалы являются частью окислительно-восстановительных молекул и могут нанести вред организму человека, если они не присоединятся к окислительно-восстановительной молекуле или антиоксиданту . Неудовлетворенные свободные радикалы могут стимулировать мутацию клеток, с которыми они сталкиваются, и, таким образом, являются причинами рака.

Термин окислительно-восстановительное состояние часто используется для описания баланса GSH / GSSG , NAD + / NADH и NADP + / NADPH в биологической системе, такой как клетка или орган. Окислительно-восстановительное состояние отражается в балансе нескольких наборов метаболитов (например, лактата и пирувата , бета-гидроксибутирата и ацетоацетата ), взаимное превращение которых зависит от этих соотношений. Аномальное окислительно-восстановительное состояние может развиться в различных опасных ситуациях, таких как гипоксия , шок и сепсис.. Редокс-механизм также контролирует некоторые клеточные процессы. Согласно гипотезе CoRR о функции ДНК в митохондриях и хлоропластах, окислительно-восстановительные белки и их гены должны быть совмещены для окислительно-восстановительной регуляции .

Редокс-цикл [ править ]

Широкие сорта ароматических соединений , которые ферментативно восстанавливают с образованием свободных радикалов , которые содержат больше , чем один электрон их родительских соединений. В общем, донором электронов является любой из множества флавоэнзимов и их коферментов . После образования эти анионные свободные радикалы восстанавливают молекулярный кислород до супероксида и регенерируют неизмененное исходное соединение. Итоговая реакция - это окисление коферментов флавоэнзима и восстановление молекулярного кислорода с образованием супероксида. Такое каталитическое поведение было описано как бесполезный цикл или окислительно-восстановительный цикл .

Редокс-реакции в геологии [ править ]

Урановый рудник Ми Вида , недалеко от Моава , штат Юта. Чередующиеся красные и белые / зеленые полосы песчаника соответствуют окисленным и восстановленным условиям окислительно-восстановительной химии подземных вод.

В геологии окислительно-восстановительный потенциал важен как для образования минералов, так и для мобилизации минералов, а также важен в некоторых средах осадконакопления . В общем, окислительно-восстановительное состояние большинства горных пород можно увидеть по цвету горных пород. Порода образуется в окислительных условиях, придавая ей красный цвет. Затем он «обесцвечивается» до зеленой или иногда белой формы, когда восстанавливающая жидкость проходит через породу. Восстановленная жидкость может также содержать урансодержащие минералы . Известные примеры окислительно-восстановительных условий, влияющих на геологические процессы, включают месторождения урана и мрамор Моки . [ необходима цитата ]

Балансировка окислительно-восстановительных реакций [ править ]

Описание общей электрохимической реакции окислительно-восстановительного процесса требует уравновешивания составляющих половинных реакций окисления и восстановления. Обычно для реакций в водном растворе это включает добавление H + , OH - , H 2 O и электронов для компенсации окислительных изменений.

Кислая среда [ править ]

В кислой водной среде ионы H + и вода добавляются к полуреакциям, чтобы сбалансировать общую реакцию.

Например, когда марганец (II) реагирует с висмутатом натрия :

Реакция уравновешивается путем масштабирования двух реакций полуячейки, чтобы задействовать одинаковое количество электронов (умножение реакции окисления на количество электронов на стадии восстановления и наоборот):

8 H 2 O (l) + 2 Mn 2+ (водн.) → 2  MnO-
4
(водн.) + 16 H + (водн.) + 10 e -
10 е - + 30 H + + 5  BiO-
3
(т) → 5 Bi 3+ (водн.) + 15 H 2 O (л)

Добавление этих двух реакций исключает электроны и дает сбалансированную реакцию:

14 H + (водн.) + 2 Mn 2+ (водн.) + 5 NaBiO 3 (т.) → 7 H 2 O (l) + 2  MnO-
4
(водн.) + 5 Bi 3+ (водн.) + 5  Na+
(водн.)

Основные средства массовой информации [ править ]

В основных водных средах ионы ОН - и вода добавляются к полуреакциям, чтобы сбалансировать общую реакцию.

Например, в реакции между перманганатом калия и сульфитом натрия :

Уравновешивание количества электронов в двух реакциях полуячейки дает:

6 е - + 4 H 2 O + 2  MnO-
4
→ 2 MnO 2 + 8 ОН -
6 ОН - + 3  SO2-
3
→ 3  СО2-
4
+ 3 H 2 O + 6 e -

Сложение этих двух полуэлементных реакций вместе дает сбалансированное уравнение:

2 KMnO 4 + 3 Na 2 SO 3 + H 2 O → 2 MnO 2 + 3 Na 2 SO 4 + 2 КОН

Мнемоника [ править ]

Ключевые термины, относящиеся к окислительно-восстановительному потенциалу, часто сбивают с толку. [15] [16] Например, реагент, который окисляется, теряет электроны; однако этот реагент называется восстановителем. Точно так же восстановленный реагент приобретает электроны и называется окислителем. [17] Эти мнемоники обычно используются учащимися, чтобы помочь запомнить терминологию: [18]

  • " OIL RIG " - окисление - это потеря электронов, восстановление - это получение электронов [15] [16] [17] [18]
  • «Лев на НОО говорит GER» - потеря электронов - это окисление, приобретение электронов - это уменьшение [15] [16] [17] [18]
  • «ЛЕОРА говорит ГЕРОА» - потеря электронов называется окислением (восстановителем); прирост электронов называется восстановлением (окислитель). [17]
  • «RED CAT» и «AN OX» или «AnOx RedCat» («бычий красный кот») - восстановление происходит на катоде, а анод предназначен для окисления.
  • «RED CAT получает то, что теряет AN OX» - уменьшение на катоде приобретений (электронов) того, что теряет анодное окисление (электроны)
  • «ПАНИКА» - положительный анод, а отрицательный - катод. Это относится к электролитическим ячейкам, которые выделяют накопленное электричество, и их можно заряжать электричеством. ПАНИКА не распространяется на клетки, которые можно перезаряжать окислительно-восстановительными материалами. Эти гальванические или гальванические элементы , такие как топливные элементы , вырабатывают электричество в результате внутренних окислительно-восстановительных реакций. Здесь положительный электрод - это катод, а отрицательный - анод.

См. Также [ править ]

  • Анаэробное дыхание
  • Бессемеровский процесс
  • Биоремедиация
  • Цикл Кальвина
  • Химическое уравнение
  • Химическое петлевое горение
  • Цикл лимонной кислоты
  • Электрохимическая серия
  • Электрохимия
  • Электролиз
  • Электронный эквивалент
  • Электронная транспортная цепь
  • Электросинтез
  • Гальванический элемент
  • Гидрирование
  • Мембранный потенциал
  • Микробный топливный элемент
  • Нуклеофильная абстракция
  • Органическая окислительно-восстановительная реакция
  • Окислительное добавление и восстановительное удаление
  • Окислительного фосфорилирования
  • Частичное окисление
  • Прооксидант
  • Пониженный газ
  • Восстановитель
  • Восстановительная атмосфера
  • Потенциал снижения
  • Термическая реакция
  • Трансметалляция
  • Серный цикл

Ссылки [ править ]

  1. ^ http://bbc.co.uk/bitesize/guides/zx2bh39/revision/5
  2. ^ "окислительно-восстановительный потенциал - определение окислительно-восстановительного потенциала в английских словарях Оксфорда" . Оксфордские словари | Английский . Архивировано 01.10.2017 . Проверено 15 мая 2017 .
  3. ^ «Редокс-реакции» . wiley.com. Архивировано 30 мая 2012 года . Проверено 9 мая 2012 .
  4. ^ a b c Хаустейн, Кэтрин Хинга (2014). «Окислительно-восстановительная реакция» . У К. Ли Лернера; Бренда Уилмот Лернер (ред.). Энциклопедия науки Гейла (5-е изд.). Фармингтон-Хиллз, Мичиган: Gale Group.
  5. ^ а б Шмидт-Рор, К. (2018). «Как аккумуляторы накапливают и выделяют энергию: объяснение основ электрохимии» . J. Chem. Educ . 95 (10): 1801–1810. DOI : 10.1021 / acs.jchemed.8b00479 .
  6. ^ Шмидт-Рор, К. (2015). «Почему процессы сгорания всегда экзотермичны, давая около 418 кДж на моль O 2 » . J. Chem. Educ . 92 (12): 2094–2099. DOI : 10.1021 / acs.jchemed.5b00333 .
  7. ^ Бокрис, Джон О'М .; Редди, Амуля К.Н. (1970). Современная электрохимия . Пленум Пресс. С. 352–3.
  8. ^ Бокрис, Джон О'М .; Редди, Амуля К.Н. (2013) [1970]. Современная электрохимия . Том 1. Springer Science & Business Media. п. 494. ISBN 9781461574675. Проверено 29 марта 2020 года . Описанные гомогенные реакции переноса протона аналогичны реакциям гомогенного переноса электрона в том, что общая реакция переноса электрона может быть разложена на одну реакцию электронирования и одну реакцию деэлектронирования.
  9. ^ Харпер, Дуглас. «редокс» . Интернет-словарь этимологии .
  10. ^ Пингаррон, Хосе М .; Лабуда, Ян; Барек, Иржи; Бретт, Кристофер Массачусетс; Камоэнс, Мария Филомена; Фойта, Мирослав; Хибберт, Д. Бринн. «Терминология электрохимических методов анализа (Рекомендации IUPAC 2019)» . Чистая и прикладная химия . 92 (4). DOI : 10,1515 / пак-2018-0109 .
  11. ^ Hudlický, Милош (1996). Сокращения в органической химии . Вашингтон, округ Колумбия: Американское химическое общество. п. 429. ISBN. 978-0-8412-3344-7.
  12. ^ Hudlický, Милош (1990). Окисления в органической химии . Вашингтон, округ Колумбия: Американское химическое общество. С.  456 . ISBN 978-0-8412-1780-5.
  13. ^ Значения электродного потенциала из: Petrucci, Ralph H .; Харвуд, Уильям S .; Херринг, Ф. Джеффри (2002). Общая химия: принципы и современные приложения (8-е изд.). Река Аппер Сэдл, Нью-Джерси: Prentice Hall. п. 832 . ISBN 978-0-13-014329-7. LCCN  2001032331 . OCLC  46872308 .
  14. ^ Петруччи, Ральф Х .; Харвуд, Уильям S .; Херринг, Ф. Джеффри (2002). Общая химия. Принципы и современные приложения (8-е изд.). Прентис Холл. п. 158. ISBN 0-13-014329-4.
  15. ^ a b c Робертсон, Уильям (2010). Больше основ химии . Национальная ассоциация учителей естественных наук. п. 82. ISBN 978-1-936137-74-9.
  16. ^ a b c Филлипс, Джон; Строзак, Виктор; Вистром, Шерил (2000). Химия: концепции и приложения . Гленко МакГроу-Хилл. п. 558. ISBN 978-0-02-828210-7.
  17. ^ a b c d Роджерс, Глен (2012). Описательная неорганическая, координационная химия и химия твердого тела . Брукс / Коул, Cengage Learning. п. 330. ISBN 978-0-8400-6846-0.
  18. ^ a b c Зумдал, Стивен; Зумдал, Сьюзен (2009). Химия . Хоутон Миффлин. п. 160. ISBN 978-0-547-05405-6.

Дальнейшее чтение [ править ]

  • Schüring, J .; Шульц, HD; Фишер, WR; Böttcher, J .; Duijnisveld, WH, ред. (1999). Редокс: основы, процессы и приложения . Гейдельберг: Springer-Verlag. п. 246. hdl : 10013 / epic.31694.d001 . ISBN 978-3-540-66528-1.
  • Tratnyek, Paul G .; Грундл, Тимоти Дж .; Хадерлейн, Стефан Б., ред. (2011). Водная окислительно-восстановительная химия . Серия симпозиумов ACS. 1071 . DOI : 10.1021 / Bk-2011-1071 . ISBN 978-0-8412-2652-4.

Внешние ссылки [ править ]

  • Chemical Equation Balancer - балансировщик химических уравнений с открытым исходным кодом, который обрабатывает окислительно-восстановительные реакции.
  • Калькулятор окислительно-восстановительных реакций
  • Редокс-реакции в Chemguide
  • Онлайн-балансировщик уравнений окислительно-восстановительной реакции, балансирует уравнения любых полуэлементов и полных реакций