إمكانية الاختزال

جهد الأكسدة والاختزال (المعروف أيضًا باسم جهد الأكسدة / الاختزال ، ORP ، pe ،${\displaystyle E_{red}}$، أو${\displaystyle E_{h}}$يُعد جهد الأكسدة والاختزال مقياسًا لميل المادة الكيميائية إلى اكتساب الإلكترونات من قطب كهربائي أو فقدها إليه، وبالتالي اختزالها أو أكسدتها على التوالي. ويُقاس جهد الأكسدة والاختزال بالفولت (V). لكل مادة جهد أكسدة واختزال خاص بها؛ فعلى سبيل المثال، كلما كان جهد الاختزال أكثر إيجابية (ويُستخدم جهد الاختزال غالبًا نظرًا لشيوعه في الكيمياء الكهربائية)، زادت ألفة المادة للإلكترونات وميلها للاختزال.

في المحاليل المائية ، يُعدّ جهد الأكسدة والاختزال مقياسًا لميل المحلول إلى اكتساب أو فقدان الإلكترونات في التفاعل. فالمحلول الذي يكون فيه للمذاب جهد اختزال أعلى (أكثر إيجابية) من جزيء آخر ، يميل إلى اكتساب الإلكترونات من هذا الجزيء (أي أن يُختزل بأكسدة هذا الجزيء الآخر)، بينما يميل المحلول ذو جهد الاختزال الأقل (أكثر سلبية) إلى فقدان الإلكترونات لمواد أخرى (أي أن يتأكسد باختزال المادة الأخرى). ولأن قياس الجهود المطلقة بدقة يكاد يكون مستحيلاً، تُعرَّف جهود الاختزال نسبةً إلى قطب مرجعي . ويتم تحديد جهود اختزال المحاليل المائية بقياس فرق الجهد بين قطب استشعار خامل ملامس للمحلول وقطب مرجعي ثابت موصول بالمحلول بواسطة جسر ملحي . ^{[ 1 ]}

يعمل قطب الاستشعار كمنصة لنقل الإلكترونات من وإلى نصف الخلية المرجعية ؛ وهو مصنوع عادةً من البلاتين ، مع إمكانية استخدام الذهب والجرافيت أيضًا. تتكون نصف الخلية المرجعية من معيار أكسدة- اختزال ذي جهد معروف. يُعد قطب الهيدروجين القياسي (SHE) هو المرجع الذي تُحدد منه جميع جهود الأكسدة-الاختزال القياسية، وقد تم تحديد جهد نصف خلية افتراضي له بقيمة 0.0 فولت. مع ذلك، فهو هش وغير عملي للاستخدام المختبري الروتيني. لذا، تُستخدم عادةً أقطاب مرجعية أكثر استقرارًا، مثل كلوريد الفضة والكالوميل المشبع (SCE)، نظرًا لأدائها الأكثر موثوقية.

على الرغم من أن قياس جهد الأكسدة والاختزال في المحاليل المائية يُعدّ بسيطًا نسبيًا، إلا أن العديد من العوامل تحدّ من تفسيره، مثل تأثيرات درجة حرارة المحلول ودرجة الحموضة ، والتفاعلات غير العكوسة ، وبطء حركية الأقطاب الكهربائية، وعدم التوازن، ووجود أزواج أكسدة واختزال متعددة، وتسمم الأقطاب الكهربائية، وانخفاض تيارات التبادل، وخمول أزواج الأكسدة والاختزال. ونتيجةً لذلك، نادرًا ما تتطابق القياسات العملية مع القيم المحسوبة. ومع ذلك ، فقد أثبت قياس جهد الاختزال فائدته كأداة تحليلية في رصد التغيرات في النظام بدلًا من تحديد قيمتها المطلقة (مثل التحكم في العمليات والمعايرة ).

كما يحدد تركيز أيونات الهيدروجين حموضة المحلول المائي أو درجة حموضته ، فإن ميل المادة الكيميائية إلى نقل الإلكترونات بين قطب كهربائي يحدد جهد الأكسدة والاختزال لزوج الأقطاب. ومثل درجة الحموضة، يمثل جهد الأكسدة والاختزال مدى سهولة انتقال الإلكترونات من وإلى المواد الكيميائية في المحلول. ويصف جهد الأكسدة والاختزال قدرة المادة الكيميائية، في ظل ظروف محددة، على فقدان أو اكتساب الإلكترونات، بدلاً من كمية الإلكترونات المتاحة للأكسدة أو الاختزال.

يُستخدم مفهوم pe مع مخططات بوربيه . pe هو عدد بلا أبعاد ويمكن ربطه بسهولة بـ E _H من خلال العلاقة التالية:

${\displaystyle pe={\frac {E_{H}}{V_{T}\lambda }}={\frac {E_{H}}{0.05916}}=16.903\,{\text{×}}\,E_{H}}$

أين،${\displaystyle V_{T}={\frac {RT}{F}}}$يمثل الجهد الحراري ، حيث R هو ثابت الغازات (8.314  J⋅K ⁻¹ ⋅mol ⁻¹ ), T ، درجة الحرارة المطلقة بالكلفن ( 298.15 K = 25  °C = 77  °F) F ، ثابت فاراداي (96  485 كولوم / مول من الإلكترون ⁻ )، و λ = ln(10) ≈ 2.3026.

في الحقيقة،${\displaystyle pe=-\log[e^{-}]}$يُعرَّف بأنه اللوغاريتم السالب لتركيز الإلكترونات الحرة في المحلول، ويتناسب طرديًا مع جهد الأكسدة والاختزال. ^{[ 1 ] [ 2 ]} أحيانًا${\displaystyle pe}$تُستخدم كوحدة لقياس جهد الاختزال بدلاً من${\displaystyle E_{h}}$على سبيل المثال، في الكيمياء البيئية. ^{[ 1 ]} إذا قام المرء بتطبيع${\displaystyle pe}$عند تحويل الهيدروجين إلى الصفر، نحصل على العلاقة${\displaystyle pe=16.9\ E_{h}}$عند درجة حرارة الغرفة . يُعدّ هذا المفهوم مفيدًا لفهم جهد الأكسدة والاختزال، على الرغم من أن نقل الإلكترونات، وليس التركيز المطلق للإلكترونات الحرة في حالة التوازن الحراري ، هو الطريقة التي يُفهم بها جهد الأكسدة والاختزال عادةً. مع ذلك، من الناحية النظرية، فإنّ كلا النهجين متكافئان.

على النقيض، يمكن تعريف الجهد الكهربائي المقابل للأس الهيدروجيني (pH) بأنه فرق الجهد بين مذاب وماء متعادل الأس الهيدروجيني، يفصل بينهما غشاء مسامي (نفاذ لأيونات الهيدروجين). وتنشأ فروق الجهد هذه بالفعل نتيجةً لاختلافات الحموضة على الأغشية البيولوجية.  ويُشابه هذا الجهد (حيث يُضبط جهد الماء المتعادل الأس الهيدروجيني على 0 فولت) جهد الأكسدة والاختزال (حيث يُضبط جهد محلول الهيدروجين القياسي على 0  فولت)، ولكن بدلاً من أيونات الهيدروجين، تنتقل الإلكترونات في حالة الأكسدة والاختزال. ويُعدّ كل من الأس الهيدروجيني وجهد الأكسدة والاختزال من خصائص المحاليل، وليس من خصائص العناصر أو المركبات الكيميائية نفسها، ويعتمدان على عوامل مثل التركيز ودرجة الحرارة.

يُبيّن الجدول أدناه بعض جهود الاختزال، والتي يُمكن تحويلها إلى جهود أكسدة بعكس الإشارة. تُعطي المُختزِلات إلكتروناتٍ إلى عوامل الأكسدة (أو "تُختزلها") ، والتي يُقال إنها "تُختزل بواسطة" المُختزِل. يكون المُختزِل أقوى عندما يكون جهد اختزاله سالبًا، وأضعف عندما يكون جهد اختزاله موجبًا. كلما كان جهد الاختزال موجبًا، زادت ألفة الإلكترون للعنصر وميله للاختزال. يُقدّم الجدول التالي جهود اختزال عامل الاختزال المُشار إليه عند 25  درجة مئوية. على سبيل المثال، من بين فلز الصوديوم (Na)، وفلز الكروم (Cr)، وأيون النحاس الأحادي ( ^Cu⁺ ) ، وأيون الكلوريد (Cl⁻ ⁾ ، يُعدّ فلز الصوديوم أقوى عامل اختزال، بينما يُعدّ أيون الكلوريد ^أضعفها ؛ بعبارة أخرى، يُعدّ أيون ^{الصوديوم} الأحادي أضعف عامل أكسدة في هذه القائمة، بينما يُعدّ جزيء الكلور (Cl₂ ₎ الأقوى.

يمكن لبعض العناصر والمركبات أن تكون عوامل مختزلة أو مؤكسدة، وذلك بحسب التفاعل المحدد. على سبيل المثال، يُعد غاز الهيدروجين عاملاً مختزلاً عند تفاعله مع اللافلزات، وعاملاً مؤكسداً عند تفاعله مع الفلزات.

في تكوين هيدريد الليثيوم ، يعمل الهيدروجين (الذي يبلغ جهد اختزاله 0.0) كعامل مؤكسد لأنه يستقبل تبرعًا إلكترونيًا من عامل الاختزال الليثيوم (الذي يبلغ جهد اختزاله -3.04)، مما يؤدي إلى أكسدة الليثيوم واختزال الهيدروجين.

2 Li (s) + H ₂ (g) → 2 LiH (s) ^{[ a ]}

في تكوين حمض الهيدروفلوريك ، يعمل الهيدروجين كعامل مختزل لأنه يتبرع بإلكتروناته إلى الفلور ، مما يسمح باختزال الفلور.

H ₂ (g) + F ₂ (g) → 2 HF (g) ^{[ b ]}

إمكانية التخفيض القياسي${\displaystyle E_{\text{red}}^{\ominus }}$يُقاس في ظل الظروف القياسية : درجة الحرارة = 298.15 كلفن (25 درجة مئوية ، أو 77 درجة فهرنهايت )، ونشاط موحد ( a = 1 ) لكل أيون مشارك في التفاعل، وضغط جزئي قدره 1 ضغط جوي (1.013 بار ) لكل غاز مشارك في التفاعل، والمعادن في حالتها النقية. جهد الاختزال القياسي${\displaystyle E_{\text{red}}^{\ominus }}$يُعرَّف جهد الأكسدة والاختزال بالنسبة إلى قطب الهيدروجين القياسي (SHE) المستخدم كقطب مرجعي، والذي يُعطى جهدًا افتراضيًا قدره 0.00 فولت. ومع ذلك، ولأن هذه الجهود تُعرف أيضًا باسم "جهود الأكسدة والاختزال"، فإن الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC ) يُفضِّل استخدام مصطلحي "جهود الاختزال" و"جهود الأكسدة" . ويمكن التمييز بينهما بوضوح باستخدام الرموز.${\displaystyle E_{\text{red}}}$و${\displaystyle E_{\text{ox}}}$، مع${\displaystyle E_{\text{ox}}=-E_{\text{red}}}$.

يمكن مقارنة التفاعلية النسبية لأنصاف الخلايا المختلفة للتنبؤ باتجاه تدفق الإلكترونات . كلما زادت التفاعلية، زاد معدل تدفق الإلكترونات.${\displaystyle E_{red}^{\ominus }}$يعني ذلك وجود ميل أكبر لحدوث الاختزال، بينما يعني انخفاض القيمة وجود ميل أكبر لحدوث الأكسدة.

أي نظام أو بيئة تستقبل الإلكترونات من قطب الهيدروجين العادي هي نصف خلية يتم تعريفها على أنها ذات جهد أكسدة واختزال موجب؛ أي نظام يتبرع بالإلكترونات إلى قطب الهيدروجين يتم تعريفه على أنه ذو جهد أكسدة واختزال سالب.${\displaystyle E_{h}}$يُعبر عنها عادةً بالفولت (V) أو الميلي فولت ( mV ). جهد موجب عالٍ${\displaystyle E_{h}}$يشير ذلك إلى بيئة مواتية لتفاعلات الأكسدة، مثل وجود الأكسجين الحر . قيمة سالبة منخفضة${\displaystyle E_{h}}$يشير ذلك إلى بيئة اختزال قوية، مثل المعادن الحرة.

أحيانًا، عند إجراء التحليل الكهربائي في محلول مائي، يتأكسد الماء أو يُختزل بدلًا من المذاب. على سبيل المثال، عند تحليل محلول مائي من كلوريد الصوديوم كهربائيًا، قد يُختزل الماء عند المهبط لإنتاج غاز الهيدروجين _{وأيونات} الهيدروكسيد ، بدلًا من اختزال أيونات الصوديوم إلى ^أيونات الصوديوم ^الصلبة ، كما يحدث في غياب الماء. ويُحدد جهد الاختزال لكل نوع من الأنواع الموجودة أيها سيتأكسد أو يُختزل.

يمكن تحديد جهود الاختزال المطلقة إذا عُرف الجهد الفعلي بين القطب الكهربائي والإلكتروليت لأي تفاعل. يؤثر استقطاب السطح على القياسات، لكن مصادر مختلفة تُشير إلى جهد مُقدّر لقطب الهيدروجين القياسي يتراوح بين 4.4 و4.6 فولت (حيث يكون الإلكتروليت موجبًا).  

يمكن دمج معادلات نصف الخلية إذا عُكست المعادلة المقابلة للأكسدة بحيث يستقبل المؤكسد كل إلكترون يُمنحه العامل المختزل. وبهذه الطريقة، لا تحتوي المعادلة الكلية المدمجة على إلكترونات.

ال${\displaystyle E_{h}}$ترتبط درجة الحموضة (pH) للمحلول بمعادلة نرنست، والتي يتم تمثيلها عادةً بواسطة مخطط بوربيه (${\displaystyle E_{h}}$(مخطط الأس الهيدروجيني) . بالنسبة لمعادلة نصف الخلية ، والتي تُكتب عادةً على شكل تفاعل اختزال (أي، الإلكترونات التي يستقبلها عامل مؤكسد على الجانب الأيسر):

${\displaystyle a\,A+b\,B+h\,{\ce {H+}}+z\,e^{-}\quad {\ce {<=>}}\quad c\,C+d\,D}$

جهد الاختزال القياسي لنصف الخلية${\displaystyle E_{\text{red}}^{\ominus }}$يُعطى بواسطة

${\displaystyle E_{\text{red}}^{\ominus }({\text{volts}})=-{\frac {\Delta G^{\ominus }}{zF}}}$

أين${\displaystyle \Delta G^{\ominus }}$يمثل التغير القياسي في طاقة غيبس الحرة ، و z عدد الإلكترونات المشاركة، و F ثابت فاراداي . تربط معادلة نرنست بين الرقم الهيدروجيني و${\displaystyle E_{h}}$:

${\displaystyle E_{h}=E_{\text{red}}=E_{\text{red}}^{\ominus }-{\frac {0.05916}{z}}\log \left({\frac {\{C\}^{c}\{D\}^{d}}{\{A\}^{a}\{B\}^{b}}}\right)-{\frac {0.05916\,h}{z}}{\text{pH}}}$

حيث تشير الأقواس المعقوفة إلى الأنشطة ، وتُعرض الأسس بالطريقة التقليدية. هذه المعادلة هي معادلة خط مستقيم لـ${\displaystyle E_{h}}$كدالة لدرجة الحموضة بميل قدره${\displaystyle -0.05916\,\left({\frac {h}{z}}\right)}$فولت (الأس الهيدروجيني ليس له وحدات).

تتوقع هذه المعادلة انخفاضًا${\displaystyle E_{h}}$عند قيم الأس الهيدروجيني الأعلى. ويُلاحظ هذا عند اختزال الأكسجين (O2 ₎ إلى الماء _(H2O) أو أيونات الهيدروكسيد (OH- ⁾ ، وعند اختزال أيونات الهيدروجين (H ⁺ ) إلى الهيدروجين (H2 ₎ .

O ₂ + 4 H ⁺ + 4 e ⁻ ⇌ 2 H ₂ O

O₂ + 2 H₂O _{+ 4} e⁻ ^⇌ 4 ^OH⁻

2 H ⁺ + 2 e ⁻ ⇌ H ₂

في معظم (إن لم يكن كل) تفاعلات الاختزال التي تتضمن أنيونات الأكسجين ذات ذرة مركزية نشطة للأكسدة والاختزال، أنيونات الأكسيد ( O ²⁻تتحرر الفائض من أيونات الهيدروجين عند اختزال الذرة المركزية. ويستهلك تفاعل التعادل الحمضي القاعدي لكل أيون أكسيد جزيئين من ^أيونات الهيدروجين أو جزيء واحد _من الماء .

O ²⁻ + 2 H ⁺ ⇌ H ₂ O

O ²⁻ + H ₂ O ⇌ 2 OH ⁻

ولهذا السبب يتم دائمًا استخدام البروتونات ككاشف على الجانب الأيسر من تفاعلات الاختزال، كما يمكن ملاحظته بشكل عام في جدول جهد الاختزال القياسي (صفحة البيانات) .

إذا كانت أيونات الهيدروجين (H ⁺⁾ ، في حالات نادرة جدًا من تفاعلات الاختزال، هي النواتج المتكونة من تفاعل الاختزال، وبالتالي تظهر على الجانب الأيمن من المعادلة، فإن ميل الخط سيكون عكسيًا، وبالتالي موجبًا (أعلى).${\displaystyle E_{h}}$عند درجة حموضة أعلى).

_{ومن الأمثلة على} ذلك التحلل الاختزالي للمغنيتيت ( Fe3O4 ≈ Fe2O3 _· FeO مع 2 Fe3 ⁺ ) _.و 1 Fe ²⁺) لتشكيل 3 HFeO ⁻ ₂ (aq) (حيث يكون الحديد المذاب، Fe(II)، ثنائي التكافؤ وأكثر قابلية للذوبان من Fe(III))، مع إطلاق H ⁺ واحد : ^{[ 4 ]}

Fe ₃ O ₄ + 2 H ₂ O + 2 e ⁻ ⇌ 3 HFeO − 2 + H ⁺

أين:

E _h = −1.1819 − 0.0885 سجل [ HFeO ⁻ ₂ ] ³ + 0.0296 الرقم الهيدروجيني

ميل الخط 0.0296 يساوي -1/2 من القيمة -0.05916 المذكورة أعلاه، لأن h / z = -1/2 . بالإضافة إلى ذلك، فإن القيمة -0.0885 تعادل -0.05916 × 3/2.

تُعدّ العديد من التفاعلات الإنزيمية تفاعلات أكسدة واختزال، حيث يتأكسد أحد المركبات ويختزل مركب آخر. وتعتمد قدرة الكائن الحي على إجراء تفاعلات الأكسدة والاختزال على حالة الأكسدة والاختزال في البيئة، أو جهد الاختزال فيها.${\displaystyle E_{h}}$).

تكون الكائنات الحية الدقيقة الهوائية بشكل عام نشطة عند درجات حرارة موجبة${\displaystyle E_{h}}$القيم، في حين أن اللاهوائيات الإجبارية تكون نشطة بشكل عام عند القيم السالبة${\displaystyle E_{h}}$تؤثر تفاعلات الأكسدة والاختزال على ذوبان العناصر الغذائية ، وخاصة أيونات المعادن. ^{[ 5 ]}

توجد كائنات حية قادرة على تعديل استقلابها وفقًا لبيئتها، مثل الكائنات اللاهوائية الاختيارية . يمكن أن تكون هذه الكائنات نشطة عند قيم جهد الاختزال الموجبة (Eh ₎ ، وعند قيم جهد الاختزال السالبة ( Eh ₎ في وجود مركبات غير عضوية تحتوي على الأكسجين، مثل النترات والكبريتات .

في الكيمياء الحيوية ، تُعرف جهود الاختزال القياسية الظاهرية، أو الجهود الرسمية، (${\displaystyle E_{\text{red}}^{\ominus '}}$تُستخدم قيم جهد الاختزال القياسي (المشار إليها بعلامة ' في أعلى النص) المحسوبة عند درجة حموضة 7، وهي أقرب إلى درجة حموضة السوائل البيولوجية والخلوية، لتقييم إمكانية حدوث تفاعل أكسدة-اختزال كيميائي حيوي معين بسهولة أكبر. يجب عدم الخلط بينها وبين جهود الاختزال القياسية الشائعة (${\displaystyle E_{\text{red}}^{\ominus }}$) تم تحديدها في ظل الظروف القياسية ( T = 298.15 K = 25 °C = 77 °F ؛ P _gas = 1 atm = 1.013 bar ) مع اعتبار تركيز كل نوع مذاب 1  مولار، وبالتالي [ H ⁺ ] = 1 مولار و pH = 0 .

في مجال الكيمياء البيئية ، يُستخدم جهد الاختزال لتحديد ما إذا كانت الظروف المؤكسدة أو المختزلة سائدة في الماء أو التربة، وللتنبؤ بحالة الأنواع الكيميائية المختلفة في الماء، مثل المعادن الذائبة. تتراوح قيم جهد الاختزال في الماء من -12 إلى 25؛ وهي المستويات التي يصبح عندها الماء نفسه مختزلاً أو مؤكسداً، على التوالي. ^{[ 1 ]}

غالبًا ما تقع جهود الاختزال في الأنظمة الطبيعية بالقرب من أحد حدود منطقة استقرار الماء. عادةً ما تتميز المياه السطحية المهواة ، والأنهار، والبحيرات، والمحيطات، ومياه الأمطار، ومياه المناجم الحمضية بظروف مؤكسدة (جهود موجبة). أما في الأماكن التي تعاني من نقص في إمدادات الهواء، مثل التربة المغمورة ، والمستنقعات ، والرواسب البحرية ، فإن الظروف المختزلة (الجهود السالبة) هي السائدة. القيم المتوسطة نادرة، وعادةً ما تكون حالة مؤقتة تُلاحظ في الأنظمة التي تنتقل إلى قيم أعلى أو أقل لجهد الاختزال. ^{[ 1 ]}

في البيئات الطبيعية، من الشائع وجود ظروف معقدة غير متوازنة بين عدد كبير من الأنواع، مما يعني أنه غالباً ما يكون من غير الممكن إجراء قياسات دقيقة ومحددة لجهد الاختزال. ومع ذلك، عادةً ما يكون من الممكن الحصول على قيمة تقريبية وتحديد ما إذا كانت الظروف في نطاق الأكسدة أو الاختزال. ^{[ 1 ]}

يوجد في التربة مكونان رئيسيان للأكسدة والاختزال: أنظمة الأكسدة والاختزال غير العضوية (بشكل رئيسي مركبات الأكسدة والاختزال للحديد والمنغنيز) ويتم قياسها في المستخلصات المائية، وعينات التربة الطبيعية التي تحتوي على جميع المكونات الميكروبية والجذرية ويتم قياسها بالطريقة المباشرة. ^{[ 6 ]}

يمكن استخدام جهد الأكسدة والاختزال (ORP) في أنظمة مراقبة جودة المياه ، حيث يوفر ميزة قياس قيمة واحدة لفعالية التطهير، مما يدل على النشاط الفعلي للمطهر بدلاً من الجرعة المستخدمة. ^{[ 7 ]} على سبيل المثال، يبلغ معدل بقاء بكتيريا الإشريكية القولونية ، والسالمونيلا ، والليستيريا ، وغيرها من مسببات الأمراض ، أقل من 30 ثانية عندما يكون جهد الأكسدة والاختزال أعلى من 665 ملي فولت، مقارنةً بأكثر من 300 ثانية عندما يكون جهد الأكسدة والاختزال أقل من 485 ملي فولت. ^{[ 7 ]}

في عام 2009، أُجريت دراسةٌ قارنت بين قراءة الكلورة التقليدية بوحدة جزء في المليون (ppm) وقيمة جهد الأكسدة والاختزال (ORP) في مقاطعة هينيبين بولاية مينيسوتا . وتُقدّم نتائج هذه الدراسة حججًا تدعم إدراج قيمة جهد الأكسدة والاختزال التي تتجاوز 650  ملي فولت في قوانين الصحة المحلية. ^{[ 8 ]}

تُستخدم مخططات E - _h -pH (بوربيه) على نطاق واسع في التعدين والجيولوجيا لتقييم مجالات استقرار المعادن والمواد الذائبة . في الظروف التي يُتوقع فيها أن يكون طور معدني (صلب) هو الشكل الأكثر استقرارًا لعنصر ما، تُظهر هذه المخططات ذلك المعدن. ونظرًا لأن النتائج المتوقعة جميعها مستمدة من تقييمات الديناميكا الحرارية (عند حالة الاتزان )، فينبغي استخدام هذه المخططات بحذر. فعلى الرغم من إمكانية توقع حدوث تكوّن معدن أو ذوبانه في ظل مجموعة من الظروف، إلا أن هذه العملية قد تكون ضئيلة عمليًا نظرًا لبطء معدلها. وبالتالي، فإن التقييمات الحركية ضرورية في الوقت نفسه. ومع ذلك، يمكن استخدام ظروف الاتزان لتقييم اتجاه التغيرات التلقائية ومقدار القوة الدافعة وراءها.

• الجهد الكهروكيميائي
• خلية التحليل الكهربائي
• القوة الدافعة الكهربائية
• مستوى فيرمي
• الخلية الجلفانية
• قدرة امتصاص جذور الأكسجين
• تدرج الأكسدة والاختزال
• الإلكترون المذاب

أونيشي، ج؛ كوندو، و؛ أوتشياما، ي (1960). "تقرير أولي عن جهد الأكسدة والاختزال الذي تم الحصول عليه على أسطح اللثة واللسان وفي الفراغ بين الأسنان". نشرة جامعة طوكيو الطبية وطب الأسنان (7): 161.

• تمارين قياس جهد الأكسدة والاختزال في الأنظمة البيولوجية
• العوامل المؤكسدة والمختزلة في تفاعلات الأكسدة والاختزال
• حاسبة الجهد التأكسدي والاختزالي عبر الإنترنت ("التعويض التأكسدي والاختزالي")