إمكانية التخفيض

جهد الأكسدة والاختزال (يُعرف أيضًا بجهد الأكسدة/الاختزال ، ORP ، pe ، أو ) هو مقياس لميل نوع كيميائي إلى اكتساب الإلكترونات من أو فقدان الإلكترونات إلى قطب كهربائي وبالتالي الاختزال أو الأكسدة على التوالي. يتم التعبير عن جهد الأكسدة والاختزال بالفولت (V). كل نوع له جهد أكسدة واختزال داخلي خاص به؛ على سبيل المثال، كلما كان جهد الاختزال أكثر إيجابية (يُستخدم جهد الاختزال غالبًا بسبب الصيغة العامة في الكيمياء الكهربية)، زاد تقارب النوع للإلكترونات وميله إلى الاختزال. ${\displaystyle E_{أحمر}}$${\displaystyle E_{h}}$

في المحاليل المائية ، يعد جهد الأكسدة والاختزال مقياسًا لميل المحلول إلى اكتساب أو فقدان الإلكترونات في التفاعل. سيكون للمحلول الذي يتمتع بإمكانية اختزال أعلى (أكثر إيجابية) من بعض الجزيئات الأخرى ميل إلى اكتساب الإلكترونات من هذا الجزيء (أي أن يتم اختزاله عن طريق أكسدة هذا الجزيء الآخر) وسيكون للمحلول الذي يتمتع بإمكانية اختزال أقل (أكثر سلبية) ميل إلى فقدان الإلكترونات لمواد أخرى (أي أن يتم أكسدته عن طريق اختزال المادة الأخرى). نظرًا لأنه من المستحيل تقريبًا قياس الإمكانات المطلقة بدقة، يتم تعريف إمكانات الاختزال بالنسبة إلى قطب مرجعي. يتم تحديد إمكانات الاختزال للمحاليل المائية عن طريق قياس فرق الجهد بين قطب استشعار خامل على اتصال بالمحلول وقطب مرجعي مستقر متصل بالمحلول بواسطة جسر ملحي . ^[1]

يعمل قطب الاستشعار كمنصة لنقل الإلكترونات من وإلى نصف الخلية المرجعية ؛ وهو مصنوع عادةً من البلاتين ، على الرغم من أنه يمكن استخدام الذهب والجرافيت أيضًا. يتكون نصف الخلية المرجعية من معيار الأكسدة والاختزال ذي الإمكانات المعروفة. قطب الهيدروجين القياسي (SHE) هو المرجع الذي يتم من خلاله تحديد جميع إمكانات الأكسدة والاختزال القياسية، وقد تم تعيين جهد نصف خلية تعسفي له بقيمة 0.0 فولت. ومع ذلك، فهو هش وغير عملي للاستخدام المختبري الروتيني. لذلك، تُستخدم عادةً أقطاب مرجعية أخرى أكثر استقرارًا مثل كلوريد الفضة والكالوميل المشبع (SCE) بسبب أدائها الأكثر موثوقية.

على الرغم من أن قياس جهد الأكسدة والاختزال في المحاليل المائية أمر بسيط نسبيًا، إلا أن العديد من العوامل تحد من تفسيره، مثل تأثيرات درجة حرارة المحلول والرقم الهيدروجيني، والتفاعلات غير القابلة للعكس ، وحركية الأقطاب البطيئة، وعدم التوازن، ووجود أزواج أكسدة واختزال متعددة، وتسمم الأقطاب، وتيارات التبادل الصغيرة، وأزواج الأكسدة والاختزال الخاملة. وبالتالي، نادرًا ما ترتبط القياسات العملية بالقيم المحسوبة. ومع ذلك، فقد ثبت أن قياس جهد الاختزال مفيد كأداة تحليلية في مراقبة التغييرات في النظام بدلاً من تحديد قيمتها المطلقة (على سبيل المثال التحكم في العملية والمعايرة ) .

على غرار الطريقة التي يحدد بها تركيز أيونات الهيدروجين حموضة أو درجة حموضة المحلول المائي، فإن ميل نقل الإلكترونات بين نوع كيميائي وقطب كهربائي يحدد جهد الأكسدة والاختزال لزوج من الأقطاب الكهربائية. ومثل الرقم الهيدروجيني، يمثل جهد الأكسدة والاختزال مدى سهولة نقل الإلكترونات إلى أو من نوع في المحلول. يميز جهد الأكسدة والاختزال القدرة في ظل الظروف المحددة للنوع الكيميائي على فقدان أو اكتساب الإلكترونات بدلاً من كمية الإلكترونات المتاحة للأكسدة أو الاختزال.

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

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

حيث، هو الجهد الحراري ، مع R ، ثابت الغاز (${\displaystyle V_{T}={\frac {RT}{F}}}$8.314 J⋅K ⁻¹ ⋅mol ⁻¹ )، T ، درجة الحرارة المطلقة بالكلفن (298.15 K = 25 °C = 77 °F)، F ، ثابت فاراداي (96485 كولومب/مول من e ⁻ )، و λ = ln(10) ≈ 2.3026.  

في الواقع، يتم تعريفه على أنه اللوغاريتم السالب لتركيز الإلكترونات الحرة في المحلول، ويتناسب بشكل مباشر مع جهد الأكسدة والاختزال. ^{[1] [2]} يُستخدم أحيانًا كوحدة لجهد الاختزال بدلاً من ، على سبيل المثال، في الكيمياء البيئية. ^[1] إذا قمنا بتطبيع الهيدروجين إلى الصفر، نحصل على العلاقة عند درجة حرارة الغرفة. هذا المفهوم مفيد لفهم جهد الأكسدة والاختزال، على الرغم من أن نقل الإلكترونات، وليس التركيز المطلق للإلكترونات الحرة في التوازن الحراري، هو الطريقة التي يفكر بها المرء عادةً في جهد الأكسدة والاختزال. ومع ذلك، من الناحية النظرية، فإن النهجين متكافئان. ${\displaystyle pe=-\log[e^{-}]}$${\displaystyle pe}$${\displaystyle E_{h}}$${\displaystyle pe}$${\displaystyle pe=16.9\ E_{h}}$

وعلى العكس من ذلك، يمكن تعريف الجهد المقابل لدرجة الحموضة على أنه فرق الجهد بين المذاب والماء المحايد لدرجة الحموضة، المفصولين بغشاء مسامي (نفاذ لأيونات الهيدروجين). تحدث مثل هذه الاختلافات في الجهد في الواقع من الاختلافات في الحموضة على الأغشية البيولوجية. هذا الجهد (حيث يتم ضبط الماء المحايد لدرجة الحموضة على 0 فولت) مماثل لجهد الأكسدة والاختزال (حيث يتم ضبط محلول الهيدروجين القياسي على 0 فولت)، ولكن بدلاً من أيونات الهيدروجين، يتم نقل الإلكترونات عبر حالة الأكسدة والاختزال. كل من جهدي درجة الحموضة والأكسدة والاختزال هما من خصائص المحاليل، وليس العناصر أو المركبات الكيميائية نفسها، ويعتمدان على التركيزات ودرجة الحرارة وما إلى ذلك.

يوضح الجدول أدناه بعض إمكانات الاختزال، والتي يمكن تغييرها إلى إمكانات أكسدة عن طريق عكس الإشارة. تتبرع المختزلات بالإلكترونات إلى (أو "تختزل") عوامل الأكسدة ، والتي يُقال إنها "تختزل بواسطة" المختزل. يكون المختزل أقوى عندما يكون لديه إمكانات اختزال أكثر سلبية وأضعف عندما يكون لديه إمكانات اختزال أكثر إيجابية. كلما كانت إمكانات الاختزال أكثر إيجابية، زاد تقارب الأنواع للإلكترونات وميلها إلى الاختزال. يوفر الجدول التالي إمكانات الاختزال لعامل الاختزال المشار إليه عند 25 درجة مئوية. على سبيل المثال، بين معدن الصوديوم (Na) ومعدن الكروم (Cr) وأيون النحاس ( Cu ⁺ ) وأيون الكلوريد (Cl ⁻ )، يكون معدن الصوديوم هو أقوى عامل اختزال بينما أيون الكلوريد ⁻ هو الأضعف؛ بعبارة أخرى، أيون الصوديوم ⁺ هو أضعف عامل مؤكسد في هذه القائمة بينما جزيء Cl ₂ هو الأقوى.

يمكن لبعض العناصر والمركبات أن تكون عوامل مختزلة أو مؤكسدة . غاز الهيدروجين هو عامل مختزل عندما يتفاعل مع اللافلزات وعامل مؤكسد عندما يتفاعل مع المعادن.

2 Li (s) + H ₂ (g) → 2 LiH (s) ^[أ]

يعمل الهيدروجين (الذي تبلغ إمكانية اختزاله 0.0) كعامل مؤكسد لأنه يقبل التبرع بالإلكترونات من عامل الاختزال الليثيوم (الذي تبلغ إمكانية اختزاله -3.04)، مما يتسبب في أكسدة الليثيوم واختزال الهيدروجين.

H ₂ (ز) + F ₂ (ز) → 2 HF (ز) ^[ب]

يعمل الهيدروجين كعامل اختزال لأنه يتبرع بإلكتروناته للفلور، مما يسمح باختزال الفلور.

يتم قياس جهد الاختزال القياسي في ظل ظروف قياسية : T = 298.15 K (25 درجة مئوية ، أو 77 درجة فهرنهايت )، ونشاط الوحدة ( 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. يتم تعريف جهد الاختزال القياسي بالنسبة إلى قطب الهيدروجين القياسي (SHE) المستخدم كقطب مرجعي، والذي يتم إعطاؤه تعسفيًا جهدًا قدره 0.00 فولت. ومع ذلك، نظرًا لأنه يمكن الإشارة إليها أيضًا باسم "جهود الأكسدة والاختزال"، فإن مصطلحي "جهود الاختزال" و"جهود الأكسدة" مفضلان من قبل الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية. يمكن التمييز بين الاثنين صراحةً بالرموز و ، مع . ${\displaystyle E_{red}^{\ominus }}$${\displaystyle E_{red}^{\ominus }}$${\displaystyle E_{red}}$${\displaystyle E_{ox}}$${\displaystyle E_{ox}=-E_{red}}$

يمكن مقارنة التفاعلات النسبية لنصف الخلايا المختلفة للتنبؤ باتجاه تدفق الإلكترونات. كلما كان أعلى، كان هناك ميل أكبر لحدوث الاختزال، بينما كان أقل، كان هناك ميل أكبر لحدوث الأكسدة. ${\displaystyle E_{red}^{\ominus }}$

أي نظام أو بيئة تقبل الإلكترونات من قطب هيدروجين عادي هي نصف خلية يتم تعريفها بأنها ذات جهد أكسدة-اختزال موجب؛ أي نظام يتبرع بالإلكترونات إلى قطب الهيدروجين يتم تعريفه بأنه ذو جهد أكسدة-اختزال سالب. عادة ما يتم التعبير عنها بالفولت (V) أو الملي فولت ( mV ). يشير الموجب العالي إلى بيئة تفضل تفاعل الأكسدة مثل الأكسجين الحر . يشير السالب المنخفض إلى بيئة اختزال قوية، مثل المعادن الحرة. ${\displaystyle E_{h}}$${\displaystyle E_{h}}$${\displaystyle E_{h}}$

في بعض الأحيان، عندما يتم إجراء التحليل الكهربائي في محلول مائي ، فإن الماء، وليس المذاب، هو الذي يتأكسد أو يختزل. على سبيل المثال، إذا تم تحليل محلول مائي من كلوريد الصوديوم بالكهرباء، فقد يتم اختزال الماء عند الكاثود لإنتاج أيونات H _2(g) و OH ⁻ ، بدلاً من اختزال Na ^{+ إلى} Na _(s) ، كما يحدث في غياب الماء. إن إمكانية الاختزال لكل نوع موجود هي التي ستحدد الأنواع التي سيتم أكسدةها أو اختزالها.

يمكن تحديد إمكانات الاختزال المطلقة إذا عرف المرء الإمكانات الفعلية بين القطب والإلكتروليت لأي تفاعل واحد. يتداخل الاستقطاب السطحي مع القياسات، ولكن مصادر مختلفة ^{[ بحاجة لمصدر ]} تعطي إمكانات تقديرية لإلكترود الهيدروجين القياسي تتراوح من 4.4 فولت إلى 4.6 فولت (الإلكتروليت موجب).

يمكن دمج معادلات نصف الخلية إذا تم عكس المعادلات المقابلة للأكسدة بحيث يتم قبول كل إلكترون يتم إعطاؤه بواسطة العامل المختزل بواسطة العامل المؤكسد. بهذه الطريقة، لم تعد المعادلة المركبة الشاملة تحتوي على إلكترونات.

ترتبط قيمة الرقم الهيدروجيني وقيمة الرقم الهيدروجيني للمحلول بمعادلة نيرنست كما هو موضح عادةً برسم بوربايكس ( - رسم الرقم الهيدروجيني ) . بالنسبة لمعادلة نصف الخلية ، المكتوبة تقليديًا على هيئة تفاعل اختزال ( أي الإلكترونات التي يقبلها المؤكسد على الجانب الأيسر): ${\displaystyle E_{h}}$ ${\displaystyle E_{h}}$

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

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

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

حيث يمثل التغير القياسي في طاقة جيبس ​​الحرة ، وz هو عدد الإلكترونات المشاركة، و F هو ثابت فاراداي . تربط معادلة نيرنست بين الرقم الهيدروجيني و : ${\displaystyle \Delta G^{\ominus }}$${\displaystyle E_{h}}$

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

حيث تشير الأقواس المتعرجة إلى الأنشطة ، ويتم عرض الأسس بالطريقة التقليدية.
هذه المعادلة هي معادلة الخط المستقيم لـ كدالة للرقم الهيدروجيني مع ميل فولت (الرقم الهيدروجيني ليس له وحدات). ${\displaystyle E_{h}}$${\displaystyle -0.05916\,\left({\frac {h}{z}}\right)}$

تتنبأ هذه المعادلة بانخفاض القيم عند قيم pH الأعلى. يُلاحظ هذا في حالة اختزال O ₂ إلى H ₂ O، أو OH ⁻ ، وفي حالة اختزال H ⁺ إلى H ₂ : ${\displaystyle E_{h}}$

O ₂ + 4 H ⁺ + 4 e ⁻ ⇌ 2 H ₂ O

O ₂ + 2 H ₂ O + 4 e ⁻ ⇌ 4 OH ⁻

2 ح ⁺ + 2 هـ ⁻ ⇌ ح ₂

في معظم (إن لم يكن كل) تفاعلات الاختزال التي تتضمن أنيونات أكسجينية ذات ذرة مركزية نشطة في الأكسدة والاختزال، فإن أنيونات الأكسيد ( O)^2-
) التي تكون زائدة عن الحد تتحرر عندما يتم اختزال الذرة المركزية. يستهلك تحييد الحمض والقاعدة لكل أيون أكسيد 2 H ⁺ أو جزيء واحد من H ₂ O على النحو التالي:  

ا^2-
+ 2 ساعة⁺
⇌ ح
₂ا

ا^2-
+ ح
₂O ⇌ 2 أوه^-

وهذا هو السبب في أن البروتونات تشارك دائمًا ككاشف على الجانب الأيسر من تفاعلات الاختزال كما يمكن ملاحظته عمومًا في جدول جهد الاختزال القياسي (صفحة البيانات) .

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

ومن الأمثلة على ذلك التحلل الاختزالي للمغنتيت ( Fe ₃ O ₄ ≈ Fe ₂ O ₃ ·FeO مع 2 Fe³⁺
و 1 حديد²⁺
) لتكوين 3 HFeO^-
_{2 (م)}(حيث يكون الحديد المذاب، Fe(II)، ثنائي التكافؤ وأكثر قابلية للذوبان بكثير من Fe(III))، مع إطلاق ذرة واحدة ^من الهيدروجين : ^[4] 

في
₃ا
₄+ 2 ساعة
₂O + 2e ⁻ 3HFeO​  ${\displaystyle \rightleftharpoons }$^-
₂+ ح ⁺ 

أين:

E _h = −1.1819 − 0.0885 log [ HFeO^-
₂] ³ + 0.0296 درجة الحموضة

لاحظ أن ميل الخط 0.0296 يساوي −1/2 من القيمة −0.05916 أعلاه، حيث أن h / z = −1/2 . لاحظ أيضًا أن القيمة −0.0885 تقابل −0.05916 × 3/2.

العديد من التفاعلات الأنزيمية هي تفاعلات أكسدة-اختزال، حيث يتم أكسدة مركب واحد ويتم اختزال مركب آخر. تعتمد قدرة الكائن الحي على إجراء تفاعلات أكسدة-اختزال على حالة الأكسدة-الاختزال في البيئة، أو إمكانية الاختزال الخاصة به ( ). ${\displaystyle E_{h}}$

تكون الكائنات الحية الدقيقة الهوائية البحتة نشطة بشكل عام عند القيم الموجبة، في حين تكون الكائنات الحية اللاهوائية البحتة نشطة بشكل عام عند القيم السالبة. تؤثر الأكسدة والاختزال على قابلية ذوبان العناصر الغذائية ، وخاصة أيونات المعادن. ^[5]${\displaystyle E_{h}}$${\displaystyle E_{h}}$

هناك كائنات حية يمكنها تعديل عملية التمثيل الغذائي لديها بما يتناسب مع بيئتها، مثل اللاهوائيات الاختيارية. يمكن أن تكون اللاهوائيات الاختيارية نشطة عند _{قيم Eh موجبة، وعند قيم Eh} سالبة في وجود مركبات غير عضوية تحمل الأكسجين، مثل النترات والكبريتات. ^{[ بحاجة لمصدر ]}

في الكيمياء الحيوية، تُستخدم إمكانات الاختزال القياسية الظاهرة، أو الإمكانات الرسمية، ( ، التي يشار إليها بعلامة "" الأولية في الأعلى) المحسوبة عند درجة حموضة 7 أقرب إلى درجة حموضة السوائل البيولوجية والداخلية الخلوية لتقييم ما إذا كان تفاعل الأكسدة والاختزال الكيميائي الحيوي ممكنًا بشكل أسهل. يجب عدم الخلط بينها وبين إمكانات الاختزال القياسية الشائعة ( ) التي يتم 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 M، وبالتالي [ H ⁺ ] = 1 M ودرجة الحموضة = 0 . ${\displaystyle E_{red}^{\ominus '}}$${\displaystyle E_{red}^{\ominus }}$ 

في مجال الكيمياء البيئية، يتم استخدام جهد الاختزال لتحديد ما إذا كانت الظروف المؤكسدة أو المختزلة سائدة في الماء أو التربة، والتنبؤ بحالة الأنواع الكيميائية المختلفة في الماء ، مثل المعادن المذابة. تتراوح قيم جهد الاختزال في الماء من -12 إلى 25؛ المستويات التي يصبح فيها الماء نفسه مختزلاً أو مؤكسدًا على التوالي. ^[1]

غالبًا ما تقع إمكانات الاختزال في الأنظمة الطبيعية بالقرب نسبيًا من أحد حدود منطقة استقرار الماء. عادةً ما يكون لمياه السطح المهواة والأنهار والبحيرات والمحيطات ومياه الأمطار ومياه المناجم الحمضية ظروف مؤكسدة (إمكانات موجبة). في الأماكن التي تعاني من قيود في إمدادات الهواء، مثل التربة المغمورة والمستنقعات والرواسب البحرية، تكون ظروف الاختزال (الإمكانات السلبية) هي القاعدة. القيم المتوسطة نادرة وعادةً ما تكون حالة مؤقتة توجد في الأنظمة التي تتحرك نحو قيم pe أعلى أو أقل. ^[1]

في المواقف البيئية، من الشائع وجود ظروف عدم توازن معقدة بين عدد كبير من الأنواع، مما يعني أنه غالبًا ما يكون من غير الممكن إجراء قياسات دقيقة ومحددة لإمكانية الاختزال. ومع ذلك، فمن الممكن عادةً الحصول على قيمة تقريبية وتحديد الظروف على أنها في نظام الأكسدة أو الاختزال. ^[1]

يوجد في التربة مكونان رئيسيان للأكسدة والاختزال: 1) أنظمة الأكسدة والاختزال غير العضوية (مركبات الأكسدة والاختزال الحمراء بشكل أساسي من الحديد والمنجنيز) والقياس في المستخلصات المائية؛ 2) عينات التربة الطبيعية مع جميع المكونات الميكروبية والجذرية والقياس بالطريقة المباشرة. ^[6]

يمكن استخدام جهد الأكسدة والاختزال (ORP) في أنظمة مراقبة جودة المياه مع ميزة قياس القيمة الفردية لجهد التطهير، مما يُظهر النشاط الفعال للمطهر بدلاً من الجرعة المطبقة. ^[7] على سبيل المثال، تتمتع الإشريكية القولونية والسالمونيلا والليستيريا ومسببات الأمراض الأخرى بأوقات بقاء أقل من 30 ثانية عندما يكون جهد الأكسدة والاختزال أعلى من 665 مللي فولت، مقارنة بأكثر من 300 ثانية عندما يكون جهد الأكسدة والاختزال أقل من 485 مللي فولت. ^[7]

أجريت دراسة لمقارنة قراءة الكلورة التقليدية للأجزاء في المليون (ppm) وORP في مقاطعة هينيبين بولاية مينيسوتا . تقدم نتائج هذه الدراسة حججًا لصالح إدراج ORP أعلى من 650 مللي فولت في أكواد تنظيم الصحة المحلية. ^[8]

تُستخدم مخططات E _h –pH (Pourbaix) بشكل شائع في التعدين والجيولوجيا لتقييم مجالات استقرار المعادن والأنواع المذابة . في ظل الظروف التي يُتوقع فيها أن تكون المرحلة المعدنية (الصلبة) هي الشكل الأكثر استقرارًا لعنصر ما، تُظهر هذه المخططات أن المعدن. نظرًا لأن النتائج المتوقعة كلها من التقييمات الديناميكية الحرارية (في حالة التوازن )، فيجب استخدام هذه المخططات بحذر. على الرغم من أنه من المتوقع حدوث تكوين معدن أو ذوبانه في ظل مجموعة من الظروف، فقد تكون العملية مهملة عمليًا لأن معدلها بطيء للغاية. وبالتالي، فإن التقييمات الحركية ضرورية في نفس الوقت. ومع ذلك، يمكن استخدام ظروف التوازن لتقييم اتجاه التغيرات التلقائية وحجم القوة الدافعة وراءها.

• الإمكانات الكهروكيميائية
• خلية التحليل الكهربائي
• القوة الدافعة الكهربائية
• مستوى فيرمي
• خلية جلفانية
• قدرة امتصاص الجذور الحرة للأكسجين
• مخطط بوربايكس
• الأكسدة والاختزال
• تدرج الأكسدة والاختزال
• الإلكترون المذاب
• جهد القطب القياسي
• جدول جهد الأقطاب الكهربائية القياسية
• إمكانات الاختزال الظاهرية القياسية في الكيمياء الحيوية عند درجة حموضة 7

• حاسبة تعويض الأكسدة والاختزال عبر الإنترنت

أونيشي، ج؛ كوندو دبليو؛ أوتشياما واي (1960). "تقرير أولي عن إمكانات الأكسدة والاختزال التي تم الحصول عليها على أسطح اللثة واللسان وفي الفراغ بين الأسنان". مجلة جامعة طوكيو لطب الأسنان (7): 161.

• تمارين جهد الأكسدة والاختزال في الأنظمة البيولوجية
• العوامل المؤكسدة والمختزلة في تفاعلات الأكسدة والاختزال