레독스

Redox
다른 용도는 Redox(동음이의)를 참조하십시오.
나트륨과 불소가 이온적으로 결합하여 불소 나트륨을 형성한다.나트륨은 안정적인 전자 구성을 위해 외부 전자를 잃고, 이 전자는 불소 원자 속으로 외기적으로 들어간다.반대로 충전된 이온은 서로 끌어당긴다.나트륨은 산화되고 불소는 감소한다.
강한 산화제와 환원제 사이의 반응 시연.분말된 과망간산칼륨(강력 산화제)에 글리세롤(mild Reducing agent) 몇 방울을 더하면 자가점화를 동반한 격렬한 리독스 반응이 시작된다.
오일 리그네모닉을[1] 사용한 나트륨과 염소 사이의 감산 반응의 예

레독스(Redox-oxidation, / /rrddks/RED-Oks, /ˈriːdɒks/RIS-doks[2])는 원자의 산화 상태가 변하는 화학 반응의 일종이다.레독스 반응은 화학종 간 전자가 실제적으로 또는 형식적으로 전달되는 것이 특징인데, 한 종(감소 전자)이 산화(전자)를 겪는 반면 다른 종(산화제)은 감산(전자)을 겪는 경우가 가장 많다.[3]전자가 제거되는 화학 종은 산화되었다고 하는 반면 전자가 첨가되는 화학 종은 감소했다고 한다.즉, 다음과 같다.

  • 산화란 분자 내 원자, 이온 또는 특정 원자의 산화 상태가 증가하거나 전자가 손실되는 것을 말한다.
  • 감소는 분자 내 원자, 이온 또는 특정 원자의 산화 상태 감소(산화 상태의 감소) 또는 전자의 이득이다.

유기 화학에서 많은 반응은 산화 상태의 변화로 인한 리독스 반응이지만 뚜렷한 전자 전달이 없다.예를 들어 분자 산소로 목재를 연소하는 동안 목재의 탄소 원자의 산화 상태는 증가하고 이산화탄소와 물이 형성되면서 산소 원자의 산화 상태는 감소한다.산소 원자는 감소하여 정식으로 전자를 얻는 반면, 탄소 원자는 산화하여 전자를 잃는다.그러므로 산소는 산화제이고 탄소는 이 반응에서 환원제다.[4]

산화 반응은 일반적으로 산소 분자로부터의 산화물의 형성과 관련이 있지만, 다른 화학 종들이 같은 기능을 할 수 있기 때문에 산소가 반드시 그러한 반응에 포함되는 것은 아니다.[4]

리독스 반응은 녹의 형성과 같이 비교적 느리게 발생할 수 있으며, 연료가 연소하는 경우처럼 훨씬 더 빠르게 발생할 수 있다.이산화탄소(CO2)를 산출하기 위한 탄소의 산화나 메탄(CH4)을 산출하기 위한 수소에 의한 탄소의 감소 등 간단한 리독스 공정이 있으며, 인체에 포도당(CHO6126)의 산화 등 보다 복잡한 공정이 있다.물의 결합 에너지와 이온화 에너지의 분석을 통해 리독스 전위를 계산할 수 있다.[5][6]

어원

"레독스"는 "감소"와 "산소"라는 단어의 단어들이다.산화라는 단어는 원래 산소를 형성하기 위해 산소와 반응하여 산소를 형성하는 것을 의미했는데, 이는2 이산화질소가 역사적으로 최초로 인정된 산화제였기 때문이다.이후 이 용어는 병렬 화학 반응을 이룬 산소 같은 물질을 포괄하도록 확장되었다.궁극적으로는 전자의 상실을 수반하는 모든 과정을 포함하는 의미로 일반화되었다.

감량이라는 단어는 원래 금속을 추출하기 위해 금속 산화물과 같은 금속 광석을 가열할 때 무게의 손실을 가리켰다.즉, 광석은 금속으로 "축소"되었다.앙투안 라부아지에르는 이러한 체중 감소가 기체로서의 산소 손실 때문이라는 것을 증명했다.후에 과학자들은 금속 원자가 이 과정에서 전자를 얻는다는 것을 깨달았다.그 후 감소의 의미는 전자의 이득과 관련된 모든 과정을 포함하도록 일반화되었다.

전기 화학자 존 보크리스는 전자화와 탈전기라는 단어를 전극에서 발생할 때 각각 감소와 산화 과정을 설명하기 위해 사용했다.[7]이 단어들은 양성화와 퇴화와 유사하지만 전세계 화학자들에 의해 널리 채택되지는 않았다.[8]

특히 유기화학이나 생화학에서는 수소가 많은 반응에서 환원제이기 때문에 환원제 대신 '수소화'라는 용어를 자주 사용할 수 있었다.그러나 뿌리 원소를 넘어 일반화된 산화와는 달리 수소화는 다른 물질에 수소를 첨가하는 반응(예를 들어 포화지방에 불포화지방의 수소화, R-CH=CH-R2 + H → R-CH-CH-R22)에 대한 구체적인 연관성을 유지해 왔다.redox라는 단어는 1928년에 처음 사용되었다.[9]

정의들

산화 과정과 환원 과정은 동시에 발생하며 산-기저 반응과 유사하게 서로 독립적으로 발생할 수 없다.[4]산화만 해도, 감소만 해도 두 개의 반작용은 항상 함께 일어나 전체 반응을 형성하기 때문에 각각 반작용이라고 한다.반작용을 작성할 때 반작용을 전하에 대해 균형 있게 하기 위해 반작용을 얻거나 잃은 전자가 일반적으로 명시적으로 포함된다.반작용들이 결합되어 순화학 방정식을 만들면 전자는 소멸된다.[citation needed]

많은 목적을 위해 충분하지만, 이러한 일반적인 설명은 정확하지 않다.산화 및 감소가 적절히 산화 상태의 변화를 가리켜도 전자의 실제 전달은 결코 일어나지 않을 수 있다.원자의 산화 상태는 서로 다른 원소의 원자들 사이의 모든 결합이 100% 이온성이라면 원자가 가질 수 있는 가공의 전하다.따라서 산화는 산화 상태의 증가, 감소는 산화 상태의 감소로 가장 잘 정의된다.실제로 전자의 전달은 항상 산화 상태에 변화를 일으키지만, 전자 전달은 일어나지 않지만(공발적 결합을 수반하는 반응 등) "redox"로 분류되는 반응이 많다.결과적으로, 리독스 과정을 거치는 개별 원자에 대해 단순한 반반작용은 기록될 수 없다.[citation needed]

산화 및 환원제

redox 공정에서 환원제는 산화제로 전자를 전달한다.따라서 반응에서 환원제나 환원제는 전자를 잃고 산화되며, 산화제나 산화제는 전자를 얻고 감소한다.특정 반응에 관여하는 산화 및 환원제의 쌍을 redox 쌍이라고 한다.redox 커플은 감소하는 종이며 그에 상응하는 산화 형태(예: Fe2+
/Fe3+
)이다.[10]

산화제

국제 산화 화학 물질 사진
주요 기사:산화제

다른 물질(전자를 잃기 때문에)을 산화시키는 능력이 있는 물질은 산화제 또는 산화제라고 하며, 산화제, 산화제 또는 산화제로 알려져 있다.즉, 산화제(산화제)는 다른 물질에서 전자를 제거하여 그 자체가 감소하는 것이다.그리고, 그것은 전자를 "수용"하기 때문에 산화제는 전자 수용체라고도 불린다.산소는 본질적인 산화제다.

산화물은 보통 산화
2
2 상태가 높은 원소(예: HO, MnO−
4, CrO
3, CrO
22−
7, OsO
4) 또는 다른 물질을 산화시켜 여분의 전자를 얻을 수 있는 고전기적 원소(O2, F2, Cl2, Br2)를 가진 화학 물질이다.[citation needed]

환원기

주요기사: 환원제

다른 물질을 감소시키는 능력이 있는 물질(전자를 얻기 위한 원인)은 환원제 또는 환원제라고 하며 환원제, 환원제, 환원제 또는 환원제로 알려져 있다.환원제(환원제)는 전자를 다른 물질로 전달하여 그 자체로 산화된다.그리고 전자를 기증하기 때문에 환원제를 전자공여제라고도 한다.전자 기증자는 또한 전자 수용기와 함께 전하 전달 콤플렉스를 형성할 수 있다.

화학에서 환원제는 매우 다양하다.리튬, 나트륨, 마그네슘, 철, 아연, 알루미늄과 같은 전기적 원소 금속은 좋은 환원제다.이 금속들은 전자를 비교적 쉽게 기증하거나 기증한다.NaBH와4 LiAlH와4 같은 수화물 전달 시약은 유기화학,[11][12] 주로 알코올에 대한 카보닐 화합물의 감소에 널리 사용된다.또 다른 감소 방법으로는 팔라듐, 백금 또는 니켈 촉매와 함께 수소 가스(H2)를 사용하는 것이 있다.촉매 수소화 반응은 중요한 산업 과정이다.

표준 전극 전위(감소 전위)

각 반작용에는 표준 전극전위o
cell(E)가 있는데, 이는 음극반응이 고려되는 전기화학세포의 표준 조건에서 평형상태에서의 전위차나 전압과 같으며, 양극은 수소가 산화되는 표준 수소 전극이다.

1⁄2 H2 → H+ + e−.

각 반작용의 전극 전위는 감소 전위 E라고도o
red 하며, 또는 반작용이 음극에서 일어날 때 전위라고도 한다.감소 전위는 산화제가 감소하는 경향을 측정하는 척도다.그 값은 H+ + e → ½− H의 경우2 0이고, H보다 강한+ 산화제(예2: F의 경우 +2.866V), H보다+ 약한 산화제(예: Zn의2+ 경우 -0.763V)의 경우 음이다.[13]

셀에서 발생하는 리독스 반응의 경우 전위차는 다음과 같다.

Eo
cell = Eo
cathode – Eo
anode

그러나 양극에서 발생하는 반응의 잠재력은 때때로 산화 전위로 표현된다.

Eo
ox = –Eo
red.

산화 전위는 환원제가 산화되는 경향의 척도지만 전극에서 물리적 전위를 나타내지 않는다.이 표기법으로 셀 전압 방정식은 플러스 부호로 표기된다.

Eo
cell = Eo
red(cathode) + Eo
ox(anode)

redox 반응의 예

리독스 반응 그림

수소와 불소의 반응에서 수소는 산화되고 불소는 감소되고 있다.

H
2
2 + F → 2HF

이러한 반응은 자발적이며 수소 2g당 542kJ를 방출하는데, 이는 H-F 본드가 약하고 에너지 높은 F-F 본드보다 훨씬 강하기 때문이다.우리는 이 전반적인 반응을 두 가지 반작용으로 쓸 수 있다.

산화 반응:

H
2 → 2H+ + 2e−

감소 반응:

F
2 + 2 e− → 2 F−

각각의 반작용을 분리해서 분석하는 것은 종종 전체적인 화학적 과정을 더 선명하게 만들 수 있다.리독스 반응 중에는 순전하 변화가 없기 때문에 산화 반응에서 초과한 전자의 수는 감소 반응에 의해 소비되는 수와 같아야 한다(위 그림 참조).

원소들은 분자의 형태에서도 항상 산화 상태가 0이다.첫 번째 반작용에서 수소는 0의 산화상태에서 +1의 산화상태로 산화된다.두 번째 반반작용에서 불소는 0의 산화 상태에서 -1의 산화 상태로 감소한다.

반응을 함께 추가하면 전자가 취소된다.

H
2 		→ 2 H+ + 2 e−
F
2 + 2 e−		 → 2 F−
H2 + F2 → 2 H+ + 2 F−

그리고 이온은 결합하여 불소를 형성한다.

2H+ + 2F− → 2HF

전반적인 반응은 다음과 같다.

H
2
2 + F → 2HF

금속 변위

리독스 반응은 그림 속의 갈바닉 세포와 같은 전기화학 세포 뒤에 있는 힘이다.배터리는 CuSO4 용액의 구리 전극에 와이어와 다공성 디스크로 연결된 ZnSO4 용액의 아연 전극으로 만들어진다.

이런 유형의 반응에서 화합물(혹은 용액)에 있는 금속 원자는 다른 금속의 원자로 대체된다.예를 들어 구리는 아연 금속을 구리에 넣을 때 침전된다().II) 황산염 용액:

Zn+ CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s)

위의 반응에서, 아연 금속은 구리를 대체한다.II) 황산구리 용액에서 나온 이온으로 구리 금속을 자유롭게 한다.아연에 비해 구리 금속은 부분적으로 채워진 d-orbital을 통한 접합으로 인해 에너지가 낮기 때문에 반응은 자발적이며 아연 65 g 당 213 kJ를 방출한다.[5]

이 반응의 이온 방정식은 다음과 같다.

Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu

두 가지 반작용으로서 아연이 산화되는 것으로 본다.

Zn → Zn2+ + 2 e−

구리가 감소한다.

Cu2+ + 2 e− → Cu

기타 예

부식 및 녹슬림

철(III) 산화물 또는 녹과 같은 산화물은 수산화철(III) 산화물 FeO23·nHO와2 철(III) 산화수산화물(FeO(OH), Fe(OH), Fe(OH) 등 산소가 다른 원소와 결합할 때 형성된다.3
피라이트 큐브에 철이 녹슬어 있음
  • 부식이라는 용어는 산소와 같은 산화제와 반응하여 금속의 전기화학적 산화를 말한다.녹슬기는 철산화물의 형성으로 전기화학 부식의 잘 알려진 예로서 철금속 산화의 결과로 형성된다.흔한 녹은 흔히 다음과 같은 화학 반응에서 형성되는 산화철(III)을 가리킨다.
  • 철의 산화()II) 산이 있는 곳에서 과산화수소로 철(III)에 연결:
    전체 방정식:

불균형

불균형 반응은 단일 물질이 산화되거나 감소되는 것이다.예를 들어 산화상태 +2에서 황을 가진 티오황산 이온은 산성이 있는 곳에서 반응하여 원소 황(산소 상태 0)과 이산화황(산소 상태 +4)을 형성할 수 있다.

S2O32-(aq) + 2 H+(aq) → S(s) + SO2(g) + H2O(l)

따라서 한 개의 황 원자는 +2에서 0으로 감소하고, 다른 하나는 +2에서 +4로 산화된다.[14]

업계에서의 리독스

음극방지는 금속 표면의 부식을 전기화학세포의 음극으로 만들어 제어하는 기법이다.간단한 보호 방법은 보호 금속을 보다 쉽게 부식된 "희생 양극"과 연결하여 양극 역할을 한다.그러면 보호 금속 대신 희생 금속이 부식된다.음극방식의 일반적인 적용은 아연 도금이 강철 부품에 가해지는 아연 도막이 녹으로부터 보호하는 아연 도금 강철에 있다.[citation needed]

산화는 세정제품의 생산, 질산을 생산하기 위한 암모니아 산화 등 매우 다양한 산업에서 사용된다.

redox 반응은 전기 에너지를 생성하거나 전기 합성을 지원할 수 있는 전기 화학 세포의 기초다.금속 광석은 산화제나 황화물과 같은 산화상태에 있는 금속을 함유하는 경우가 많은데, 이 금속으로부터 순수 금속은 환원제가 있는 곳에서 고온에서 용해하여 추출한다.전기 도금 공정은 크롬 도금 자동차 부품, 은 도금 커틀러리, 아연도금, 금 도금 보석 등에서처럼 재질이 얇은 코팅 물체에 대한 리독스 반응을 이용한다.[citation needed]

생물학에서의 리독스 반응

ascorbic acid
dehydroascorbic acid
효소 브라우닝은 대부분의 과일과 야채에서 일어나는 리독스 반응의 예다.

많은 중요한 생물학적 과정들은 리독스 반응을 포함한다.이러한 과정들 중 일부가 시작되기 전에 철은 환경으로부터 동화되어야 한다.[15]

예를 들어, 세포호흡은 CO에2 대한 포도당(CHO6126)의 산화와 물에 대한 산소의 감소다.세포호흡에 대한 요약 방정식은 다음과 같다.

C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O

또한 세포호흡의 과정은 NADH에 대한 NAD의+ 감소와 역반응(NADH에 대한 NADH의+ 산화)에 크게 좌우된다.광합성과 세포호흡은 상호보완적이지만 광합성은 세포호흡에서 리독스 반응의 반대가 아니다.

6 CO2 + 6 HO2 + 빛 에너지 → CHO6126 + 62 O

생물학적 에너지는 리독스 반응을 통해 저장 및 방출되는 경우가 많다.광합성은 이산화탄소를 당으로 감소시키고 물을 분자 산소로 산화시키는 것을 포함한다.역반응, 호흡은 당분을 산화시켜 이산화탄소와 물을 만든다.중간 단계로서 감소된 탄소 화합물을 NADH로 니코틴아미드 아데닌 디뉴클레오티드(NAD)+를 감소시키기 위해 사용되며, 이는 양성자 구배 생성에 기여하며, 이는 아데노신 3인산염(ATP)의 합성을 견인하고 산소 감소에 의해 유지된다.동물세포에서 미토콘드리아는 비슷한 기능을 수행한다.멤브레인 포텐셜 기사를 참조하십시오.

자유 급진적 반응은 전자가 분자로부터 분리되었다가 거의 즉각적으로 다시 결합하는, 동태현상과 미생물을 죽이는 것의 일부로서 발생하는 리독스 반응이다.활성산소는 리독스 분자의 일부분이며, 리독스 분자나 항산화제에 다시 부착하지 않으면 인체에 해로울 수 있다.만족하지 못한 활성산소는 그들이 마주치는 세포의 돌연변이를 자극할 수 있고, 따라서 암의 원인이다.

redox state라는 용어는 종종 세포나 장기 같은 생물학적 시스템에서 GSH/GSSG, NAD+/NADH 및 NADP+/NADPH의 균형을 설명하기 위해 사용된다.redox 상태는 여러 대사물 집합(예: 젖산염과 피루바이트, 베타-히드록시부티레이트, 아세토아세테이트)의 균형에 반영되며, 이 비율은 상호 변환에 의존한다.비정상적인 리독스 상태는 저산소증, 충격, 패혈증과 같은 다양한 해로운 상황에서 발전할 수 있다.리독스 메커니즘은 또한 일부 세포 과정을 제어한다.리독스 단백질과 그 유전자는 미토콘드리아와 엽록체에서 DNA의 기능에 대한 CoRR 가설에 따라 리독스 조절을 위해 공동 배치되어야 한다.

리독스 사이클링

다양한 방향성 화합물은 효소적으로 감소하여 모화합물보다 전자가 1개 더 많이 함유된 활성산소를 형성한다.일반적으로 전자 공여자는 다양한 종류의 플라보엔자임과 그 코엔자임 중 하나이다.이 음이온 활성산소는 일단 형성되면 분자 산소를 과산화수소까지 감소시키고 변하지 않는 모화합물을 재생시킨다.그물반응은 플라보엔자임 코엔자임 산화와 분자 산소의 감소로 과산화지질을 형성하는 것이다.이 촉매 작용은 헛된 순환이나 리독스 순환으로 설명되어 왔다.

지질학에서의 리독스 반응

유타 모압 근처의 미 비다 우라늄 광산.사암 적색과 백색/녹색 띠가 교대로 교차하는 것은 지하수 리독스 화학에서 산화 및 감소된 조건에 해당한다.

지질학에서 redox는 광물의 형성과 광물의 동원에 모두 중요하며, 일부 퇴적 환경에서도 중요하다.일반적으로 대부분의 바위의 리독스 상태는 바위의 색깔로 볼 수 있다.바위는 산화 상태에서 형성되어 붉은 색을 띤다.그런 다음, 그것은 감소하는 액체가 바위를 통과할 때 녹색 또는 때로는 흰색으로 "블러싱"된다.줄어든 액체는 우라늄이 함유된 광물도 운반할 수 있다.지질학적 과정에 영향을 미치는 리독스 조건의 유명한 예로는 우라늄 퇴적물과 모키 대리석 등이 있다.[citation needed]

토양에서의 리독스 반응

전자전달 반응은 토양 내 무수한 공정과 성질에 중심이며, Eh(표준 수소 전극에 상대적인 플라스티넘 전극(전압)) 또는 pe(pH와 -log 전자 활성으로 아날로그)로 정량화된 전자 "활동"은 pH와 함께 화학 반응을 제어하고 제어하는 마스터 변수다.생물학적 과정.홍수 토양과 논 벼 생산에 응용한 초기 이론 연구는 리독스와 토양 내 식물 뿌리 성장의 열역학적 측면에 대한 후속 연구에 필수적이었다.[16]이후 이 토대를 기반으로 하여 중금속 산화상태 변화, 소아생식과 형태학, 유기화합물 분해 및 형성과 관련된 리독스 반응의 이해를 위해 이를 확대하였으며, 자유급진화학, 습지 탈선화, 토양 교정조치, 그리고 리독스 상태 특성화를 위한 다양한 방법론적 접근법 등을 연구하였다.일스[17][18]

redox 반응 균형 조정

redox 공정에 대한 전반적인 전기화학 반응을 설명하려면 산화 및 감소를 위한 성분의 반작용의 균형 조정이 필요하다.일반적으로 수용액에서의 반응에 대해서는 산화 변화를 보상하기 위해 H+, OH−, HO2, 전자를 첨가하는 것이 포함된다.

산성 매체

산성 수성 매체에서는 H+ 이온과 물을 반작용에 첨가하여 전체적인 반응의 균형을 맞춘다.

예를 들어 망간()이 있을 때II) 비스무트 나트륨과 반응:

불균형 반응: Mn2+(aq) + NaBiO3 → Bi3+(aq) + MnO−
4(aq)
산화: 4 H2O(l) + Mn2+(aq) → MnO−
4(aq) + 8 H+(aq) + 5 e−
감소: 2 e− + 6 H+ + BiO−
3 + Bi3+(aq) + 3 HO2(l)

반작용은 두 개의 반전지 반응을 스케일링하여 동일한 수의 전자(감소 단계에서 산화 반응을 전자 수로 곱하고 그 반대로 산화 반응을 곱함)로 하여 균형을 이룬다.

8 H2O(l) + 2 Mn2+(aq) → 2 MnO−
4(aq) + 16 H+(aq) + 10 e−
10 e− + 30+ H + 5 BiO−
3 → 5 Bi3+(aq) + 15 HO2(l)

이 두 가지 반응을 추가하면 전자 항이 제거되고 균형 잡힌 반응이 나온다.

14 H+(aq) + 2 Mn2+(aq) + 5 NaBiO3 → 7 HO2(l) + 2 MnO−
4(aq) + 5 Bi3+(aq) + 5 Na+
(aq)

기본 매체

기본적인 수용성 매체에서는 OH− 이온과 물을 반작용에 첨가하여 전체적인 반응의 균형을 맞춘다.

예를 들어 과망간산칼륨과 황산나트륨 사이의 반응에서:

불균형 반응: KMnO4 + Na2SO3 + H2O → MnO2 + Na2SO4 + KOH
감소: 3 e− + 2 H2O + MnO−
4 → MnO2 + 4 OH−
산화: 2 OH− + SO2−
3 → SO2−
4 + H2O + 2 e−

두 개의 반전지 반응에서 전자 수의 균형을 맞추면 다음과 같은 효과를 얻을 수 있다.

6 e− + 4 H2O + 2 MnO−
4 → 2 MnO2 + 8 OH−
6 OH− + 3 SO2−
3 → 3 SO2−
4 + 3 H2O + 6 e−

이 두 개의 반전지 반응을 함께 추가하면 균형 방정식이 나온다.

2 KMnO4 + 3 Na2SO3 + H2O → 2 MnO2 + 3 Na2SO4 + 2 KOH

연상학

주요 기사:화학 연상기호 목록

redox와 관련된 주요 용어들은 혼란스러울 수 있다.[19][20]예를 들어 산화된 시약은 전자를 잃지만, 그 시약을 환원제라고 한다.마찬가지로 줄어든 시약은 전자를 얻어 산화제라고 한다.[21]이러한 연상법은 학생들이 용어를 암기하는 데 도움을 주기 위해 일반적으로 사용된다.[22]

  • "OIL RIG" — 산화란 전자의 손실, 감소는 전자의[19][20][21][22] 이득
  • "LEO the LEO says GER [grr] — 전자의 손실은 산화, 전자의 이득은 감소[19][20][21][22].
  • "LORA는 GEROA라고 말한다 - 전자의 손실을 산화(감소제)라고 부르고, 전자의 이득을 감산(산화제)이라고 한다.[21]
  • "RED CAT" 및 "AN OX" 또는 "AnOx RedCat"("소-빨간 고양이") - 음극에서 감소가 발생하며 양극은 산화를 위한 것이다.
  • "RED CAT는 AN OX가 잃는 것을 얻는다." – 음극 이득(전자)에서 감소하고 양극 산화 손실(전자)
  • "PANIC" – 포지티브 양극과 네거티브는 음극이다.이는 저장된 전기를 방출하는 전해전지에 적용되며, 전기로 충전할 수 있다.리독스 재료로 재충전할 수 있는 셀에는 PANCY가 적용되지 않는다.연료전지와 같은 이러한 갈바닉 또는 볼타 전지들은 내부 리독스 반응에서 전기를 생산한다.여기서 양극은 음극이고 음극은 음극이다.

참고 항목

참조

  1. ^ http://bbc.co.uk/bitesize/guides/zx2bh39/revision/5
  2. ^ "redox – definition of redox in English Oxford Dictionaries". Oxford Dictionaries English. Archived from the original on October 1, 2017. Retrieved May 15, 2017.
  3. ^ "Redox Reactions". wiley.com. Archived from the original on May 30, 2012. Retrieved May 9, 2012.
  4. ^ a b c Haustein, Catherine Hinga (2014). "Oxidation-reduction reaction". In K. Lee Lerner; Brenda Wilmoth Lerner (eds.). The Gale Encyclopedia of Science (5th ed.). Farmington Hills, MI: Gale Group.
  5. ^ a b Schmidt-Rohr, K. (2018). "How Batteries Store and Release Energy: Explaining Basic Electrochemistry". J. Chem. Educ. 95 (10): 1801–1810. Bibcode:2018JChEd..95.1801S. doi:10.1021/acs.jchemed.8b00479.
  6. ^ Schmidt-Rohr, K. (2015). "Why Combustions Are Always Exothermic, Yielding About 418 kJ per Mole of O2". J. Chem. Educ. 92 (12): 2094–2099. Bibcode:2015JChEd..92.2094S. doi:10.1021/acs.jchemed.5b00333.
  7. ^ Bockris, John O'M.; Reddy, Amulya K. N. (1970). Modern Electrochemistry. Plenum Press. pp. 352–3.
  8. ^ Bockris, John O'M.; Reddy, Amulya K.N. (2013) [1970]. Modern Electrochemistry. Vol. 1. Springer Science & Business Media. p. 494. ISBN 9781461574675. Retrieved March 29, 2020. The homogeneous proton-transfer reactions described are similar to homogeneous electron-transfer reactions in that the overall electron-transfer reaction can be decomposed into one electronation reaction and one deelectronation reaction.
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