Редокс

Химическая реакция, в которой изменяются степени окисления атомов

Натрий «отдает» один внешний электрон фтору , связывая их с образованием фторида натрия . Атом натрия окисляется, а фтор восстанавливается.

При добавлении нескольких капель глицерина (мягкого восстановителя) к порошкообразному перманганату калия (сильному окислителю) начинается бурная окислительно-восстановительная реакция, сопровождающаяся самовозгоранием.

Пример окислительно-восстановительной реакции между натрием и хлором с мнемоникой OIL RIG ^[1]

Редокс ( / ˈrɛdɒk s / RED -oks , / ˈr iːdɒk s / REE -doks , восстановление–окисление [ ^2] или окисление–восстановление [ ^{3] : 150  )} — тип химической реакции , в которой изменяются степени окисления реагентов . [ ^4] Окисление — это потеря электронов или повышение степени окисления, тогда как восстановление — это приобретение электронов или понижение степени окисления. Процессы окисления и восстановления происходят одновременно в химической реакции .

Существует два класса окислительно-восстановительных реакций:

• Перенос электронов – Только один (обычно) электрон перетекает из атома, иона или молекулы, которые окислялись, в атом, ион или молекулу, которые восстанавливались. Этот тип окислительно-восстановительной реакции часто обсуждается в терминах окислительно-восстановительных пар и электродных потенциалов.
• Перенос атома — атом переносится с одного субстрата на другой. Например, при ржавлении железа степень окисления атомов железа увеличивается, поскольку железо превращается в оксид , и одновременно степень окисления кислорода уменьшается, поскольку он принимает электроны, высвобождаемые железом. Хотя реакции окисления обычно связаны с образованием оксидов, другие химические вещества могут выполнять ту же функцию. ^[5] При гидрогенизации связи типа C=C восстанавливаются путем переноса атомов водорода .

Терминология

«Redox» — это словосочетание слов «REDuction» и «OXidation». Термин «redox» впервые был использован в 1928 году. ^[6]

Окисление — это процесс, в котором вещество теряет электроны. Восстановление — это процесс, в котором вещество приобретает электроны.

Процессы окисления и восстановления происходят одновременно и не могут происходить независимо. ^[5] В окислительно-восстановительных процессах восстановитель передает электроны окислителю. Таким образом, в реакции восстановитель или восстановитель теряет электроны и окисляется, а окислитель или окислитель получает электроны и восстанавливается. Пара окислителя и восстановителя, которая участвует в конкретной реакции, называется окислительно-восстановительной парой. Окислительно-восстановительная пара — это восстанавливающий вид и его соответствующая окислительная форма, ^[7] например, Fe2+/ Фе3+Окисление и восстановление в отдельности называются полуреакцией, поскольку две полуреакции всегда происходят вместе, образуя целую реакцию. ^[5]

В электрохимических реакциях процессы окисления и восстановления происходят одновременно, но разделены в пространстве.

Окислители

Первоначально окисление подразумевало реакцию с кислородом с образованием оксида. Позднее этот термин был расширен, чтобы охватить вещества , которые осуществляют химические реакции, подобные реакциям кислорода. В конечном итоге значение было обобщено, чтобы включить все процессы, связанные с потерей электронов или повышением степени окисления химического вещества. ^{[8] : A49} Вещества, которые обладают способностью окислять другие вещества (заставлять их терять электроны), называются окислительными или окисляющими и известны как окислители , окислители или окислители. Окислитель удаляет электроны из другого вещества и, таким образом, сам восстанавливается. ^{[8] : A50} Поскольку он «принимает» электроны, окислитель также называется акцептором электронов . Окислители обычно являются химическими веществами с элементами в высоких степенях окисления ^{[3] : 159} (например, N2О4, МnО⁻
₄, CrO3, Кр
₂О²⁻
₇, ОсО4), или же высоко электроотрицательные элементы (например, O 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 ), которые могут получать дополнительные электроны, окисляя другое вещество. ^{[3] : 909}

Окислители — это окислители, но этот термин в основном зарезервирован для источников кислорода, особенно в контексте взрывов. Азотная кислота — сильный окислитель. ^[9]

Международная пиктограмма для окисляющих химикатов

Восстановители

Вещества, которые обладают способностью восстанавливать другие вещества (заставлять их получать электроны), называются восстанавливающими или восстанавливающими и известны как восстановители , восстановители или восстановители. Восстановитель передает электроны другому веществу и, таким образом, сам окисляется. ^{[3] : 159} Поскольку он отдает электроны, восстановитель также называется донором электронов . Доноры электронов также могут образовывать комплексы переноса заряда с акцепторами электронов. Слово восстановление первоначально относилось к потере веса при нагревании металлической руды, такой как оксид металла, для извлечения металла. Другими словами, руда была «восстановлена» до металла. ^[10] Антуан Лавуазье продемонстрировал, что эта потеря веса была вызвана потерей кислорода в виде газа. Позже ученые поняли, что атом металла получает электроны в этом процессе. Затем значение восстановления стало обобщенным и включило все процессы, связанные с получением электронов. ^[10] Восстановительный эквивалент относится к химическим видам , которые передают эквивалент одного электрона в окислительно-восстановительных реакциях. Этот термин распространен в биохимии . ^[11] Восстановительным эквивалентом может быть электрон или атом водорода в виде гидрид-иона . ^[12]

Восстановители в химии очень разнообразны. Электроположительные элементарные металлы , такие как литий , натрий , магний , железо , цинк и алюминий , являются хорошими восстановителями. Эти металлы сравнительно легко отдают электроны. ^[13]

Реагенты переноса гидрида, такие как NaBH ₄ и LiAlH ₄ , восстанавливают путем переноса атома: они переносят эквивалент гидрида или H ⁻ . Эти реагенты широко используются при восстановлении карбонильных соединений до спиртов . ^{[14] [15]} Схожий метод восстановления включает использование газообразного водорода (H ₂ ) в качестве источника атомов H. ^{[3] : 288}

Электронизация и деэлектронизация

Электрохимик Джон Бокрис предложил термины электронизация и деэлектронизация для описания процессов восстановления и окисления, соответственно, когда они происходят на электродах . ^[16] Эти слова аналогичны протонизации и депротонизации . ^[17] Они не получили широкого распространения среди химиков во всем мире, ^{[ необходима ссылка ],} хотя ИЮПАК признал термины электронизация ^[18] и деэлектронизация. ^[19]

Ставки, механизмы и энергии

Окислительно-восстановительные реакции могут происходить медленно, как при образовании ржавчины , или быстро, как в случае сжигания топлива . Реакции переноса электронов, как правило, быстрые, происходящие в течение времени смешивания. ^[20]

Механизмы реакций переноса атомов весьма разнообразны, поскольку могут переноситься многие виды атомов. Такие реакции также могут быть довольно сложными, включающими много этапов. Механизмы реакций переноса электронов происходят двумя различными путями: перенос электронов во внутренней сфере ^[21] и перенос электронов во внешней сфере . ^[22]

Анализ энергий связи и энергий ионизации в воде позволяет рассчитать термодинамические аспекты окислительно-восстановительных реакций. ^[23]

Стандартные электродные потенциалы (восстановительные потенциалы)

Каждая полуреакция имеет стандартный электродный потенциал ( E^о
_ячейка), что равно разности потенциалов или напряжению в равновесии при стандартных условиях электрохимической ячейки , в которой катодной реакцией является рассматриваемая полуреакция , а анодом является стандартный водородный электрод , где водород окисляется: ^[24]

1 ⁄ 2 Н ₂ → Н ⁺ + е ⁻

Электродный потенциал каждой полуреакции также известен как ее восстановительный потенциал ( E^о
_{красный}), или потенциал, когда полуреакция происходит на катоде. Восстановительный потенциал является мерой тенденции окислителя к восстановлению. Его значение равно нулю для H ⁺ + e ⁻ → 1 ⁄ 2 H ₂ по определению, положительно для окислителей сильнее H ⁺ (например, +2,866 В для F ₂ ) и отрицательно для окислителей слабее H ⁺ (например, −0,763 В для Zn ²⁺ ). ^{[8] : 873}

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

Э^о
_ячейка= Э^о
_катод– Э^о
_анод

Однако потенциал реакции на аноде иногда выражают как окислительный потенциал :

Э^о
_вол= – Э^о
_{красный}

Окислительный потенциал является мерой тенденции восстановителя к окислению, но не представляет собой физический потенциал на электроде. При таком обозначении уравнение напряжения ячейки записывается со знаком плюс

Э^о
_ячейка= Э^o
_{красный(катод)}+ Э^о
_{окс(анод)}

Примеры окислительно-восстановительных реакций

Иллюстрация окислительно-восстановительной реакции

В реакции между водородом и фтором водород окисляется, а фтор восстанавливается:

Н2 + Ф2 _{→ 2} HF

Эта спонтанная реакция выделяет 542 кДж на 2 г водорода, поскольку связь HF намного сильнее связи FF. Эту реакцию можно проанализировать как две полуреакции . Реакция окисления преобразует водород в протоны :

Н ₂ → 2 Н + + 2 е −

Реакция восстановления преобразует фтор во фторид-анион:

Ф ₂ + 2 е ⁻ → 2 Ф −

Полуреакции объединяются таким образом, что электроны взаимно уничтожаются:

Протоны и фторид объединяются, образуя фтористый водород в неокислительно-восстановительной реакции:

2 Н ⁺ + 2 Ф ⁻ → 2 HF

Общая реакция:

Н2 + Ф2 _{→ 2} HF

Смещение металла

Окислительно-восстановительная реакция — это сила, лежащая в основе электрохимической ячейки , например, гальванической ячейки, изображенной на рисунке. Батарея состоит из цинкового электрода в растворе ZnSO4, _{соединенного} проводом и пористым диском с медным электродом в растворе _CuSO4 .

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

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

В приведенной выше реакции металлический цинк вытесняет ион меди(II) из раствора сульфата меди, тем самым высвобождая свободную металлическую медь. Реакция протекает спонтанно и выделяет 213 кДж на 65 г цинка.

Ионное уравнение этой реакции:

Zn + Cu2 ⁺ → Zn2 ⁺ + Cu

В результате двух полуреакций видно, что цинк окисляется:

Zn → Zn2 ^{+ +} 2e−

И медь восстанавливается:

Cu2 ⁺ + 2e− ^→ Cu

Другие примеры

• Восстановление нитрата до азота в присутствии кислоты ( денитрификация ):

2 НЕТ−3+ 10 е ⁻ + 12 Н ⁺ → N ₂ + 6 Н ₂ О

• Сгорание углеводородов , например, в двигателе внутреннего сгорания , производит воду , углекислый газ , некоторые частично окисленные формы , такие как оксид углерода , и тепловую энергию . Полное окисление материалов, содержащих углерод , производит углекислый газ.
• Поэтапное окисление углеводорода кислородом в органической химии приводит к образованию воды и последовательно: спирта , альдегида или кетона , карбоновой кислоты , а затем пероксида .

Коррозия и ржавление

Оксиды, такие как оксид железа (III) или ржавчина , которые состоят из гидратированных оксидов железа (III) Fe ₂ O ₃ · n H ₂ O и оксида-гидроксида железа (III) (FeO(OH), Fe(OH) ₃ ), образуются при соединении кислорода с другими элементами.

Ржавчина железа в кубах пирита

• Термин «коррозия» относится к электрохимическому окислению металлов в реакции с окислителем, таким как кислород. Ржавление , образование оксидов железа , является хорошо известным примером электрохимической коррозии: оно образуется в результате окисления металлического железа . Обыкновенная ржавчина часто относится к оксиду железа (III) , образующемуся в следующей химической реакции:

_{4 Fe} + 3 O2 _→ 2 _Fe2O3

• Окисление железа(II) до железа(III) перекисью водорода в присутствии кислоты :

Fe2 ⁺ ​​→ Fe3 ⁺ + ^е−

Н2О2 ⁺ 2е− → ^2ОН−_​​_​

Здесь общее уравнение включает в себя добавление уравнения восстановления к удвоенному уравнению окисления, так что электроны сокращаются:

2Fe2 ⁺ + _{H2O2 +} 2H ⁺ _→ 2Fe3 + + ^2H2O​

Диспропорция

Реакция диспропорционирования — это реакция, в которой одно и то же вещество одновременно окисляется и восстанавливается. Например, ион тиосульфата с серой в степени окисления +2 может реагировать в присутствии кислоты с образованием элементарной серы (степень окисления 0) и диоксида серы (степень окисления +4).

С ₂ О2−3+ 2H ⁺ → S + _SO2 + _H2O

Таким образом, один атом серы восстанавливается от +2 до 0, а другой окисляется от +2 до +4. ^{[8] : 176}

Окислительно-восстановительные реакции в промышленности

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 . Затем корродирует жертвенный металл вместо защищенного металла. Распространенное применение катодной защиты — оцинкованная сталь, в которой жертвенное цинковое покрытие на стальных деталях защищает их от ржавчины. ^{[ требуется цитата ]}

Окисление используется в самых разных отраслях промышленности, например, при производстве чистящих средств и окислении аммиака для получения азотной кислоты . ^{[ необходима ссылка ]}

Окислительно-восстановительные реакции являются основой 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 путем плавки при высоких температурах в присутствии восстановителя. Процесс гальванопокрытия использует окислительно-восстановительные реакции для покрытия объектов тонким слоем материала, как в хромированных автомобильных деталях, посеребренных столовых приборах , гальванизации и позолоченных ювелирных изделиях . ^{[ необходима цитата ]}

Окислительно-восстановительные реакции в биологии

Вверху: аскорбиновая кислота ( восстановленная форма витамина С )
Внизу: дегидроаскорбиновая кислота ( окисленная форма витамина С )

Ферментативное потемнение — пример окислительно-восстановительной реакции, которая происходит в большинстве фруктов и овощей.

Многие важные биологические процессы включают окислительно-восстановительные реакции. Прежде чем некоторые из этих процессов могут начаться, железо должно быть усвоено из окружающей среды. ^[25]

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

C ₆ H ₁₂ O ₆ + 6 O ₂ → 6 CO ₂ + 6 H ₂ O + Энергия

Процесс клеточного дыхания также сильно зависит от восстановления NAD ⁺ до NADH и обратной реакции (окисление NADH до NAD ⁺ ). Фотосинтез и клеточное дыхание являются взаимодополняющими, но фотосинтез не является обратной реакцией окислительно-восстановительного процесса в клеточном дыхании:

6 _{CO2 +} 6 _H2O + световая _{энергия} → _C6H12O6 + 6 _O2​

Биологическая энергия часто хранится и высвобождается с помощью окислительно-восстановительных реакций. Фотосинтез включает восстановление углекислого газа до сахаров и окисление воды до молекулярного кислорода. Обратная реакция, дыхание, окисляет сахара с образованием углекислого газа и воды. В качестве промежуточных этапов восстановленные углеродные соединения используются для восстановления никотинамидадениндинуклеотида (НАД ⁺ ) до НАДН, который затем способствует созданию протонного градиента , который управляет синтезом аденозинтрифосфата (АТФ) и поддерживается восстановлением кислорода. В клетках животных митохондрии выполняют схожие функции.

Свободнорадикальные реакции — это окислительно-восстановительные реакции, которые происходят в рамках гомеостаза и убивают микроорганизмы . В этих реакциях электрон отрывается от молекулы, а затем почти мгновенно присоединяется снова. Свободные радикалы являются частью окислительно-восстановительных молекул и могут стать вредными для организма человека, если они не присоединяются снова к окислительно-восстановительной молекуле или антиоксиданту .

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 ), взаимопревращение которых зависит от этих соотношений. Окислительно-восстановительные механизмы также контролируют некоторые клеточные процессы. Окислительно-восстановительные белки и их гены должны быть расположены совместно для окислительно-восстановительной регуляции в соответствии с гипотезой CoRR для функции ДНК в митохондриях и хлоропластах .

Окислительно-восстановительный цикл

Широкий спектр ароматических соединений ферментативно восстанавливается с образованием свободных радикалов , которые содержат на один электрон больше, чем их исходные соединения. В общем, донором электронов является любой из широкого спектра флавоферментов и их коферментов . После образования эти анионные свободные радикалы восстанавливают молекулярный кислород до супероксида и регенерируют неизмененное исходное соединение. Чистая реакция представляет собой окисление коферментов флавофермента и восстановление молекулярного кислорода с образованием супероксида. Это каталитическое поведение было описано как бесполезный цикл или окислительно-восстановительный цикл.

Окислительно-восстановительные реакции в геологии

Доменные печи металлургического комбината Třinec , Чехия

Минералы, как правило, являются окисленными производными металлов. Железо добывается в виде магнетита (Fe ₃ O ₄ ). Титан добывается в виде диоксида, обычно в виде рутила (TiO ₂ ). Эти оксиды должны быть восстановлены для получения соответствующих металлов, что часто достигается путем нагревания этих оксидов с углеродом или оксидом углерода в качестве восстановителей. Доменные печи представляют собой реакторы, в которых оксиды железа и кокс (форма углерода) объединяются для получения расплавленного железа. Основная химическая реакция, в результате которой получается расплавленное железо, следующая: ^[26]

Fe ₂ O ₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO ₂

Окислительно-восстановительные реакции в почвах

Реакции переноса электронов играют центральную роль во множестве процессов и свойств почв, а окислительно-восстановительный потенциал , количественно определяемый как Eh (потенциал платинового электрода ( напряжение ) относительно стандартного водородного электрода) или pe (аналогично pH как -log активности электронов), является основной переменной, наряду с pH, которая контролирует и регулируется химическими реакциями и биологическими процессами. Ранние теоретические исследования с приложениями к затопленным почвам и производству риса-сырца были основополагающими для последующей работы по термодинамическим аспектам окислительно-восстановительного потенциала и роста корней растений в почвах. ^[27] Более поздняя работа основывалась на этой основе и расширяла ее для понимания окислительно-восстановительных реакций, связанных с изменениями состояния окисления тяжелых металлов, педогенезом и морфологией, деградацией и образованием органических соединений, химией свободных радикалов , разграничением водно-болотных угодий , рекультивацией почв и различными методологическими подходами для характеристики окислительно-восстановительного статуса почв. ^{[28] [29]}

Мнемоника

Ключевые термины, используемые в окислительно-восстановительной реакции, могут сбивать с толку. ^{[30] [31]} Например, реагент, который окисляется, теряет электроны; однако, этот реагент называется восстановителем. Аналогично, реагент, который восстанавливается, получает электроны и называется окислителем. ^[32] Эти мнемоники обычно используются студентами для запоминания терминологии: ^[33]

• « НЕФТЯНАЯ ВЫШКА » — окисление — это потеря электронов , восстановление — это приобретение электронов ^{[30] [31] [32] [33]}
• «LEO the left say GER [grr]» — потеря электронов — это окисление , приобретение электронов — это восстановление ^{[30] [31] [32] [33} ]
• «LEORA говорит GEROA» — потеря электронов называется окислением (восстановитель); приобретение электронов называется восстановлением (окислитель). ^[32]
• «RED CAT» и «AN OX», или «AnOx RedCat» («рыжий кот») — восстановление происходит на катоде, а анод — для окисления
• «RED CAT приобретает то, что AN OX теряет» – восстановление на катоде приобретает (электроны) то, что анодное окисление теряет (электроны)
• «ПАНИКА» — положительный анод, а отрицательный — катод. Это относится к электролитическим ячейкам , которые высвобождают накопленное электричество и могут быть перезаряжены электричеством. ПАНИКА не относится к ячейкам, которые могут быть перезаряжены окислительно-восстановительными материалами. Эти гальванические или гальванические элементы , такие как топливные элементы , вырабатывают электричество за счет внутренних окислительно-восстановительных реакций. Здесь положительный электрод является катодом, а отрицательный — анодом.

Смотрите также

• анаэробное дыхание
• Бессемеровский процесс
• Биоремедиация
• цикл Кальвина
• Химическое уравнение
• Химическое циклическое горение
• Цикл лимонной кислоты
• Электрохимическая серия
• Электрохимия
• Электролиз
• Электронный эквивалент
• Цепь переноса электронов
• Электросинтез
• Гальванический элемент
• Гидрогенизация
• Мембранный потенциал
• Микробный топливный элемент
• Концепция Мэрберна
• Нуклеофильная абстракция
• Органическая окислительно-восстановительная реакция
• Окислительное присоединение и восстановительное устранение
• Окислительное фосфорилирование
• Частичное окисление
• Прооксидант
• Окислительно-восстановительный градиент
• Окислительно-восстановительный потенциал
• Редокс-терапия
• Восстановитель
• Восстановительная атмосфера
• Потенциал снижения
• Термическая реакция
• Трансметаллирование
• Цикл серы

Ссылки

1. "Металлы". Bitesize . BBC. Архивировано из оригинала 3 ноября 2022 г.
2. "redox – определение redox на английском языке | Oxford Dictionaries". Oxford Dictionaries | English . Архивировано из оригинала 1 октября 2017 г. . Получено 15 мая 2017 г. .
3. Петруччи, Ральф Х.; Харвуд, Уильям С.; Херринг, Ф. Джеффри (2002). Общая химия (8-е изд.). Prentice-Hall. ISBN 0-13-014329-4.
4. "Redox Reactions". wiley.com. Архивировано из оригинала 30 мая 2012 г. Получено 9 мая 2012 г.
5. Haustein, Catherine Hinga (2014). «Окислительно-восстановительная реакция». В K. Lee Lerner; Brenda Wilmoth Lerner (ред.). The Gale Encyclopedia of Science (5-е изд.). Farmington Hills, MI: Gale Group.
6. Харпер, Дуглас. "redox". Онлайн-словарь этимологии .
7. Пингаррон, Хосе М.; Лабуда, Ян; Барек, Иржи; Бретт, Кристофер Массачусетс; Камоэнс, Мария Филомена; Фойта, Мирослав; Хибберт, Д. Бринн (2020). «Терминология электрохимических методов анализа (Рекомендации ИЮПАК 2019)». Чистая и прикладная химия . 92 (4): 641–694. дои : 10.1515/pac-2018-0109 .
8. Петруччи, Ральф Х.; Харвуд, Уильям С.; Херринг, Ф. Джеффри (2017). Общая химия: принципы и современные приложения (11-е изд.). Торонто: Pearson. ISBN 978-0-13-293128-1.
9. "Информационный листок об азотной кислоте" (PDF) . Департамент экологической безопасности, устойчивого развития и риска . Мэрилендский университет . Получено 12 февраля 2024 г. .
10. Whitten, Kenneth W.; Gailey, Kenneth D.; Davis, Raymond E. (1992). Общая химия (4-е изд.). Saunders College Publishin. стр. 147. ISBN 0-03-072373-6.
11. Джейн Дж. Л. (2004). Основы биохимии . С. Чанд. ISBN 81-219-2453-7.
12. Lehninger AL, Nelson DL, Cox MM (1 января 2017 г.). Lehninger Principles of Biochemistry (седьмое изд.). Нью-Йорк, штат Нью-Йорк. ISBN 9781464126116. OCLC  986827885.{{cite book}}: CS1 maint: отсутствует местоположение издателя ( ссылка )
13. https://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/bp/ch19/oxred_3.php#top
14. Худлицкий, Милош (1996). Восстановления в органической химии . Вашингтон, округ Колумбия: Американское химическое общество. стр. 429. ISBN 978-0-8412-3344-7.
15. Худлицки, Милош (1990). Окисления в органической химии . Вашингтон, округ Колумбия: Американское химическое общество. С. 456. ISBN 978-0-8412-1780-5.
16. Бокрис, Джон О'М.; Редди, Амуля КН (1970). Современная электрохимия . Plenum Press. С. 352–3.
17. Бокрис, Джон О'М.; Редди, Амуля КН (2013) [1970]. Современная электрохимия. Том 1. Springer Science & Business Media. стр. 494. ISBN 9781461574675. Получено 29 марта 2020 г. . Описанные гомогенные реакции переноса протона аналогичны гомогенным реакциям переноса электрона в том, что общую реакцию переноса электрона можно разложить на одну реакцию электронирования и одну реакцию деэлектронирования.
18. IUPAC. Compendium of Chemical Terminology, 2nd ed. («Золотая книга»). Составители AD McNaught и A. Wilkinson. Blackwell Scientific Publications, Oxford (1997). Онлайн-версия (2019-) создана SJ Chalk. ISBN 0-9678550-9-8 . https://goldbook.iupac.org/terms/view/R05222 
19. IUPAC. Compendium of Chemical Terminology, 2nd ed. («Золотая книга»). Составители AD McNaught и A. Wilkinson. Blackwell Scientific Publications, Oxford (1997). Онлайн-версия (2019-) создана SJ Chalk. ISBN 0-9678550-9-8 . https://goldbook.iupac.org/terms/view/O04362 
20. Mailloux, Ryan J. (апрель 2015 г.). «Обучение основам реакций переноса электронов в митохондриях и производству и обнаружению активных форм кислорода». Redox Biology . 4 : 381–398. doi :10.1016/j.redox.2015.02.001. PMC 4348434. PMID 25744690  . 
21. IUPAC , Compendium of Chemical Terminology , 2nd ed. («Золотая книга») (1997). Онлайн-исправленная версия: (2006–) «Внутрисферный перенос электронов». doi :10.1351/goldbook.I03052
22. IUPAC , Compendium of Chemical Terminology , 2nd ed. (The "Gold Book") (1997). Онлайн-исправленная версия: (2006–) "Outer-sphere electronic transfer". doi :10.1351/goldbook.O04351
23. «Энергия связи и энтальпия».
24. Браун, Теодор Л., ред. (2015). Химия: центральная наука (13-е изд.). Бостон, Массачусетс: Pearson. стр. Глава 4. ISBN 978-0-321-91041-7.
25. "Названия томов 1–44 в серии "Ионы металлов в биологических системах". Металлы, микробы и минералы - биогеохимическая сторона жизни " . De Gruyter. 2021. стр. xxiii–xxiv. doi :10.1515/9783110589771-005. ISBN 9783110588903. S2CID  242013948.
26. Отерс, Франц; Оттоу, Манфред; Мейлер, Генрих; Люнген, Ханс Бодо; Колтерманн, Манфред; Бур, Андреас; Яги, Дзюн-Ичиро; Форманек, Лотар; Роуз, Фриц; Фликеншильд, Юрген; Хаук, Рольф; Штеффен, Рольф; Скрок, Райнер; Майер-Швиннинг, Гернот; Бюннагель, Хайнц-Лотар; Хофф, Ханс-Георг (2006). "Железо". Энциклопедия промышленной химии Ульмана . Вайнхайм: Wiley-VCH. дои : 10.1002/14356007.a14_461.pub2. ISBN 978-3527306732.
27. Ponnamperuma, FN (1972). Химия затопленных почв . Достижения в агрономии. Т. 24. С. 29–96. doi :10.1016/S0065-2113(08)60633-1. ISBN 978-0-12-000724-0.
28. Бартлетт, Ричмонд Дж.; Джеймс, Брюс Р. (1991). «Окислительно-восстановительная химия почв». Успехи агрономии . 39 : 151–208.
29. Джеймс, Брюс Р.; Броуз, Доминик А. (2012). "Окислительно-восстановительные явления". В Хуан, Пан Мин; Ли, Юньконг; Самнер, Малкольм Э. (ред.). Справочник по почвоведению: свойства и процессы (второе изд.). Бока-Ратон, Флорида: CRC Press . стр. 14-1 -- 14-24. ISBN 978-1-4398-0305-9.
30. Робертсон, Уильям (2010). Еще основы химии. Национальная ассоциация учителей естественных наук. стр. 82. ISBN 978-1-936137-74-9.
31. Филлипс, Джон; Строзак, Виктор; Вистром, Шерил (2000). Химия: концепции и приложения . Glencoe McGraw-Hill. стр. 558. ISBN 978-0-02-828210-7.
32. Роджерс, Глен (2012). Описательная неорганическая, координационная и твердотельная химия. Brooks/Cole, Cengage Learning. стр. 330. ISBN 978-0-8400-6846-0.
33. Zumdahl, Steven; Zumdahl, Susan (2009). Химия. Houghton Mifflin. стр. 160. ISBN 978-0-547-05405-6.

Дальнейшее чтение

• Шуринг, Дж.; Шульц, HD; Фишер, В.Р.; Бетчер, Дж.; Дуйнисвельд, WH, ред. (1999). Redox: основы, процессы и приложения . Гейдельберг: Springer-Verlag. п. 246. hdl :10013/epic.31694.d001. ISBN 978-3-540-66528-1.
• Tratnyek, Paul G.; Grundl, Timothy J.; Haderlein, Stefan B., ред. (2011). Aquatic Redox Chemistry . Серия симпозиумов ACS. Том 1071. doi :10.1021/bk-2011-1071. ISBN 978-0-8412-2652-4.

Внешние ссылки