Les éléments chimiques peuvent avoir des états d'oxydation. Comment organiser et comment déterminer l'état d'oxydation des éléments

Tutoriel vidéo 2 : État d'oxydation éléments chimiques

Tutoriel vidéo 3 : Valence. Détermination de la valence

Conférence: Electronégativité. État d'oxydation et valence des éléments chimiques

Électronégativité

Électronégativité est la capacité des atomes à attirer les électrons d’autres atomes pour les rejoindre.

Il est facile de juger de l'électronégativité d'un élément chimique particulier à l'aide du tableau. Rappelez-vous, dans l'une de nos leçons, il a été dit qu'il augmente lorsqu'on se déplace de gauche à droite à travers les périodes du tableau périodique et lorsqu'on se déplace de bas en haut dans les groupes.

Par exemple, la tâche a été confiée de déterminer quel élément de la série proposée est le plus électronégatif : C (carbone), N (azote), O (oxygène), S (soufre) ? Nous regardons la table et constatons que c'est O, car il est à droite et plus haut que les autres.

Quels facteurs influencent l’électronégativité ? Ce:

• Le rayon d'un atome, plus il est petit, plus l'électronégativité est élevée.
• La couche de valence est remplie d'électrons ; plus il y a d'électrons, plus l'électronégativité est élevée.

De tous les éléments chimiques, le fluor est le plus électronégatif car il possède un faible rayon atomique et il y a 7 électrons dans la couche de valence.

Les éléments à faible électronégativité comprennent les métaux alcalins et alcalino-terreux. Ils ont de grands rayons et très peu d’électrons dans leur enveloppe externe.

Les valeurs d'électronégativité d'un atome ne peuvent pas être constantes, car cela dépend de nombreux facteurs, dont ceux listés ci-dessus, ainsi que du degré d'oxydation, qui peut être différent pour un même élément. Par conséquent, il est d'usage de parler de la relativité des valeurs d'électronégativité. Vous pouvez utiliser les échelles suivantes :

Vous aurez besoin de valeurs d'électronégativité lors de l'écriture de formules pour des composés binaires constitués de deux éléments. Par exemple, la formule de l'oxyde de cuivre Cu 2 O - le premier élément doit être noté celui dont l'électronégativité est la plus faible.

Au moment de la formation d'une liaison chimique, si la différence d'électronégativité entre les éléments est supérieure à 2,0, une liaison polaire covalente se forme ; si elle est inférieure, une liaison ionique se forme.

État d'oxydation

État d'oxydation (CO)- c'est la charge conditionnelle ou réelle d'un atome dans un composé : conditionnelle - si la liaison est polaire covalente, réelle - si la liaison est ionique.

L'atome acquiert charge positive en abandonnant des électrons et une charge négative en acceptant des électrons.

Les états d'oxydation sont inscrits au-dessus des symboles avec un signe «+»/«-» . Il existe également des CO intermédiaires. Le CO maximum d'un élément est positif et égal au numéro de groupe, et le minimum négatif pour les métaux est nul, pour les non-métaux = (Groupe n° – 8). Les éléments avec un maximum de CO n'acceptent que des électrons, et les éléments avec un minimum de CO n'abandonnent que des électrons. Les éléments qui ont des CO intermédiaires peuvent à la fois donner et recevoir des électrons.

Examinons quelques règles à suivre pour déterminer le CO :

Le CO de toutes les substances simples est nul.

La somme de tous les atomes de CO dans une molécule est également égale à zéro, puisque toute molécule est électriquement neutre.

Dans les composés avec une liaison covalente non polaire, CO est égal à zéro (O 2 0), et avec une liaison ionique, il est égal aux charges des ions (Na + Cl - sodium CO +1, chlore -1). Les éléments CO des composés avec une liaison polaire covalente sont considérés comme avec une liaison ionique (H:Cl = H + Cl -, ce qui signifie H +1 Cl -1).

Les éléments d'un composé qui ont la plus grande électronégativité ont pouvoirs négatifs oxydation, si la moins positive. Sur cette base, nous pouvons conclure que les métaux n'ont qu'un état d'oxydation «+».

États d'oxydation constants:

Métaux alcalins +1.

Tous les métaux du deuxième groupe +2. Exception : Hg +1, +2.

Aluminium +3.

• Hydrogène +1. Exception : hydrures de métaux actifs NaH, CaH 2, etc., où l'état d'oxydation de l'hydrogène est –1.

  Oxygène –2. Exception : F 2 -1 O +2 et les peroxydes contenant le groupe –O–O–, dans lesquels l'état d'oxydation de l'oxygène est –1.

Lorsqu’une liaison ionique se forme, un certain transfert d’électrons se produit, d’un atome moins électronégatif vers un atome plus électronégatif. De plus, au cours de ce processus, les atomes perdent toujours leur neutralité électrique et se transforment ensuite en ions. Des charges entières sont également formées. Lorsqu’une liaison covalente polaire se forme, l’électron n’est transféré que partiellement, ce qui entraîne l’apparition de charges partielles.

Valence

Valenceest la capacité des atomes à former n - le nombre de liaisons chimiques avec des atomes d'autres éléments.

Valence est aussi la capacité d'un atome à maintenir d'autres atomes près de lui. Comme vous le savez depuis cours scolaire En chimie, différents atomes sont connectés les uns aux autres par des électrons provenant du niveau d’énergie externe. Un électron non apparié cherche une paire auprès d’un autre atome. Ces électrons niveau externe sont appelés valence. Cela signifie que la valence peut également être définie comme le nombre de paires d’électrons reliant les atomes les uns aux autres. Regardez la formule développée de l'eau : H – O – H. Chaque tiret est une paire d'électrons, ce qui signifie qu'il montre la valence, c'est-à-dire l'oxygène ici a deux lignes, ce qui signifie qu'il est divalent, les molécules d'hydrogène proviennent chacune d'une ligne, ce qui signifie que l'hydrogène est monovalent. Lors de l'écriture, la valence est indiquée par des chiffres romains : O (II), H (I). Peut également être indiqué au-dessus de l'élément.

Valence peut être constante ou variable. Par exemple, dans les alcalis métalliques, il est constant et égal à I. Mais le chlore dans divers composés présente les valences I, III, V, VII.

Comment déterminer la valence d'un élément ?

Regardons à nouveau le tableau périodique. Les métaux des sous-groupes principaux ont une valence constante, donc les métaux du premier groupe ont une valence I, le second - II. Et les métaux des sous-groupes latéraux ont une valence variable. Elle est également variable pour les non-métaux. La valence la plus élevée d'un atome est égale au numéro de groupe, la plus faible est égale à = numéro de groupe - 8. Une formulation familière. Cela ne signifie-t-il pas que la valence coïncide avec l'état d'oxydation ? N'oubliez pas que la valence peut coïncider avec l'état d'oxydation, mais ces indicateurs ne sont pas identiques les uns aux autres. La valence ne peut pas avoir de signe =/- et ne peut pas non plus être nulle.

La deuxième façon de déterminer la valence par formule chimique, si la valence constante de l'un des éléments est connue. Par exemple, prenons la formule de l’oxyde de cuivre : CuO. Valence d'oxygène II. On voit que pour un atome d'oxygène dans cette formule il y a un atome de cuivre, ce qui signifie que la valence du cuivre est égale à II. Prenons maintenant une formule plus compliquée : Fe 2 O 3. La valence de l'atome d'oxygène est II. Il y a trois de ces atomes ici, multipliez 2*3 =6. Nous avons constaté qu’il existe 6 valences pour deux atomes de fer. Découvrons la valence d'un atome de fer : 6:2=3. Cela signifie que la valence du fer est III.

De plus, lorsqu'il est nécessaire d'estimer la « valence maximale », il faut toujours partir de configuration électronique, qui est dans un état « excité ».

Comment déterminer l’état d’oxydation ? Le tableau périodique permet d'enregistrer cette valeur quantitative pour tout élément chimique.

Définition

Essayons d’abord de comprendre ce que c’est ce terme. L'état d'oxydation selon le tableau périodique représente le nombre d'électrons acceptés ou abandonnés par un élément au cours du processus d'interaction chimique. Elle peut accepter la négativité et valeur positive.

Lien vers une table

Comment est déterminé l’état d’oxydation ? Le tableau périodique se compose de huit groupes disposés verticalement. Chacun d'eux comporte deux sous-groupes : principal et secondaire. Afin de définir des métriques pour les éléments, vous devez utiliser certaines règles.

Instructions

Comment calculer les états d’oxydation des éléments ? Le tableau vous permet de résoudre pleinement ce problème. Les métaux alcalins, qui se situent dans le premier groupe (sous-groupe principal), présentent un état d'oxydation dans les composés, il correspond à +, égal à leur valence la plus élevée. Les métaux du deuxième groupe (sous-groupe A) ont un état d'oxydation +2.

Le tableau vous permet de déterminer cette valeur non seulement pour les éléments présentant des propriétés métalliques, mais également pour les non-métaux. Leur valeur maximale correspondra à la valence la plus élevée. Par exemple, pour le soufre ce sera +6, pour l'azote +5. Comment est calculé leur chiffre minimum (le plus bas) ? Le tableau répond également à cette question. Vous devez soustraire le numéro de groupe de huit. Par exemple, pour l'oxygène ce sera -2, pour l'azote -3.

Pour les substances simples qui ne sont pas entrées en interaction chimique avec d'autres substances, l'indicateur déterminé est considéré comme égal à zéro.

Essayons d'identifier les principales actions liées à l'arrangement dans les composés binaires. Comment y régler leur état d'oxydation ? Le tableau périodique aide à résoudre le problème.

Par exemple, prenons l'oxyde de calcium CaO. Pour le calcium, situé dans le sous-groupe principal du deuxième groupe, la valeur sera constante, égale à +2. Pour l'oxygène, qui a des propriétés non métalliques, cet indicateur sera une valeur négative et correspond à -2. Afin de vérifier l'exactitude de la définition, nous résumons les chiffres obtenus. En conséquence, nous obtenons zéro, donc les calculs sont corrects.

Déterminons des indicateurs similaires dans un autre composé binaire CuO. Le cuivre étant situé dans un sous-groupe secondaire (premier groupe), l'indicateur étudié peut donc présenter différentes significations. Par conséquent, pour le déterminer, vous devez d'abord identifier l'indicateur d'oxygène.

Pour un non-métal situé à la fin de la formule binaire, l'indice d'oxydation est Sens négatif. Puisque cet élément est situé dans le sixième groupe, en soustrayant six de huit, on obtient que l'état d'oxydation de l'oxygène correspond à -2. Puisqu'il n'y a pas d'indices dans le composé, l'indice d'état d'oxydation du cuivre sera positif, égal à +2.

Sinon, comment utilise-t-on une table de chimie ? Les états d'oxydation des éléments dans les formules composées de trois éléments sont également calculés à l'aide d'un algorithme spécifique. Premièrement, ces indicateurs sont placés au premier et au dernier élément. Pour le premier, cet indicateur aura une valeur positive, correspondant à la valence. Pour l'élément le plus extérieur, qui est un non-métal, cet indicateur a une valeur négative, il est déterminé comme une différence (le numéro de groupe est soustrait de huit). Lors du calcul de l'état d'oxydation d'un élément central, une équation mathématique est utilisée. Lors du calcul, les indices disponibles pour chaque élément sont pris en compte. La somme de tous les états d'oxydation doit être nulle.

Exemple de dosage dans l'acide sulfurique

La formule de ce composé est H 2 SO 4. L'hydrogène a un état d'oxydation de +1 et l'oxygène a un état d'oxydation de -2. Pour déterminer l'état d'oxydation du soufre, on crée une équation mathématique : + 1 * 2 + X + 4 * (-2) = 0. On constate que l'état d'oxydation du soufre correspond à +6.

Conclusion

À l'aide des règles, vous pouvez attribuer des coefficients dans les réactions redox. Cette question couvert dans un cours de chimie de neuvième année programme scolaire. De plus, les informations sur les états d'oxydation vous permettent d'effectuer les tâches OGE et USE.

En chimie, les termes « oxydation » et « réduction » font référence à des réactions dans lesquelles un atome ou un groupe d’atomes perd ou gagne respectivement des électrons. L'état d'oxydation est une valeur numérique attribuée à un ou plusieurs atomes qui caractérise le nombre d'électrons redistribués et montre comment ces électrons sont répartis entre les atomes lors d'une réaction. La détermination de cette valeur peut être une procédure simple ou assez complexe, en fonction des atomes et des molécules qui les composent. De plus, les atomes de certains éléments peuvent avoir plusieurs états d’oxydation. Heureusement, il existe des règles simples et sans ambiguïté pour déterminer l'état d'oxydation : pour les utiliser en toute confiance, une connaissance des bases de la chimie et de l'algèbre est suffisante.

Pas

Partie 1

Détermination de l'état d'oxydation selon les lois de la chimie

Déterminez si la substance en question est élémentaire. L’état d’oxydation des atomes en dehors d’un composé chimique est nul. Cette règle est vraie à la fois pour les substances formées d'atomes libres individuels et pour celles constituées de deux ou de molécules polyatomiques d'un élément.

• Par exemple, Al(s) et Cl 2 ont un état d'oxydation de 0 car tous deux sont dans un état élémentaire chimiquement non lié.
• A noter que la forme allotropique du soufre S8, ou octasulfure, malgré sa structure atypique, se caractérise également par un état d'oxydation nul.

1. Déterminez si la substance en question est constituée d’ions. L'état d'oxydation des ions est égal à leur charge. Cela est vrai aussi bien pour les ions libres que pour ceux qui font partie de composés chimiques.

   • Par exemple, l'état d'oxydation de l'ion Cl - est -1.
   • L'état d'oxydation de l'ion Cl dans le composé chimique NaCl est également -1. Puisque l'ion Na, par définition, a une charge de +1, nous concluons que l'ion Cl a une charge de -1, et donc son état d'oxydation est -1.

2. Veuillez noter que les ions métalliques peuvent avoir plusieurs états d'oxydation. Les atomes de nombreux éléments métalliques peuvent être ionisés à des degrés divers. Par exemple, la charge des ions d'un métal comme le fer (Fe) est de +2 ou +3. La charge des ions métalliques (et leur état d'oxydation) peut être déterminée par les charges des ions d'autres éléments avec lesquels le métal fait partie d'un composé chimique ; dans le texte cette charge est indiquée par des chiffres romains : par exemple, le fer (III) a un état d'oxydation de +3.

   • À titre d’exemple, considérons un composé contenant un ion aluminium. La charge totale du composé AlCl 3 égal à zéro. Puisque nous savons que les ions Cl - ont une charge de -1 et qu'il y a 3 de ces ions dans le composé, pour que la substance en question soit globalement neutre, l'ion Al doit avoir une charge de +3. Ainsi, dans ce cas, le degré d'oxydation de l'aluminium est +3.

3. L'état d'oxydation de l'oxygène est -2 (à quelques exceptions près). Dans presque tous les cas, les atomes d’oxygène ont un état d’oxydation de -2. Il y a quelques exceptions à cette règle:

   • Si l’oxygène est dans son état élémentaire (O2), son état d’oxydation est 0, comme c’est le cas pour les autres substances élémentaires.
   • Si l'oxygène est inclus peroxyde, son état d'oxydation est -1. Les peroxydes sont un groupe de composés contenant une simple liaison oxygène-oxygène (c'est-à-dire l'anion peroxyde O 2 -2). Par exemple, dans la composition de la molécule H 2 O 2 (peroxyde d'hydrogène), l'oxygène a un état de charge et d'oxydation de -1.
   • Lorsqu'il est combiné avec le fluor, l'oxygène a un état d'oxydation de +2, lisez la règle pour le fluor ci-dessous.

4. L'hydrogène a un état d'oxydation de +1, à quelques exceptions près. Comme pour l’oxygène, il existe également des exceptions. Typiquement, l'état d'oxydation de l'hydrogène est +1 (sauf s'il est à l'état élémentaire H2). Cependant, dans les composés appelés hydrures, l’état d’oxydation de l’hydrogène est -1.

   • Par exemple, dans H2O, l’état d’oxydation de l’hydrogène est +1 car l’atome d’oxygène a une charge -2 et deux charges +1 sont nécessaires pour la neutralité globale. Cependant, dans la composition de l'hydrure de sodium, l'état d'oxydation de l'hydrogène est déjà -1, puisque l'ion Na porte une charge de +1, et pour une neutralité électrique globale, la charge de l'atome d'hydrogène (et donc son état d'oxydation) doit être égal à -1.

5. Fluor Toujours a un état d'oxydation de -1. Comme déjà indiqué, l'état d'oxydation de certains éléments (ions métalliques, atomes d'oxygène dans les peroxydes, etc.) peut varier en fonction de plusieurs facteurs. Cependant, l’état d’oxydation du fluor est invariablement -1. Cela s'explique par le fait que cet élément a l'électronégativité la plus élevée - en d'autres termes, les atomes de fluor sont les moins disposés à se séparer de leurs propres électrons et attirent le plus activement les électrons étrangers. Leur charge reste donc inchangée.

6. La somme des états d'oxydation d'un composé est égale à sa charge. Les états d’oxydation de tous les atomes d’un composé chimique doivent correspondre à la charge de ce composé. Par exemple, si un composé est neutre, la somme des états d’oxydation de tous ses atomes doit être nulle ; si le composé est un ion polyatomique de charge -1, la somme des états d'oxydation est -1, et ainsi de suite.

   • Ce bonne méthode vérifications - si la somme des états d'oxydation n'est pas égale à la charge totale du composé, alors vous avez commis une erreur quelque part.

   Partie 2

   Détermination de l'état d'oxydation sans utiliser les lois de la chimie

   1. Trouvez des atomes qui n'ont pas de règles strictes concernant les nombres d'oxydation. Par rapport à certains éléments ce n'est pas ferme règles établies trouver l'état d'oxydation. Si un atome ne répond à aucune des règles énumérées ci-dessus et que vous ne connaissez pas sa charge (par exemple, l'atome fait partie d'un complexe et sa charge n'est pas spécifiée), vous pouvez déterminer le nombre d'oxydation d'un tel atome par élimination. Tout d’abord, déterminez la charge de tous les autres atomes du composé, puis, à partir de la charge totale connue du composé, calculez l’état d’oxydation d’un atome donné.

      • Par exemple, dans le composé Na 2 SO 4, la charge de l'atome de soufre (S) est inconnue - nous savons seulement qu'elle n'est pas nulle, puisque le soufre n'est pas dans un état élémentaire. Cette connexion sert bon exempleà titre d'illustration méthode algébrique déterminer le degré d'oxydation.

   2. Trouvez les états d’oxydation des éléments restants du composé.À l'aide des règles décrites ci-dessus, déterminez les états d'oxydation des atomes restants du composé. N'oubliez pas les exceptions aux règles dans le cas des atomes O, H, etc.

      • Pour Na 2 SO 4, en utilisant nos règles, nous constatons que la charge (et donc l'état d'oxydation) de l'ion Na est de +1, et pour chacun des atomes d'oxygène elle est de -2.

   3. Trouvez le nombre d’oxydation inconnu à partir de la charge du composé. Vous disposez désormais de toutes les données pour calculer facilement l’état d’oxydation souhaité. Écrivez une équation, à gauche de laquelle se trouvera la somme du nombre obtenu à l'étape précédente des calculs, et diplôme inconnu oxydation, et à droite - la charge totale du composé. Autrement dit, (Somme des états d'oxydation connus) + (état d'oxydation souhaité) = (charge du composé).

      • Dans notre cas, la solution Na 2 SO 4 ressemble à ceci :
        • (Somme des états d'oxydation connus) + (état d'oxydation souhaité) = (charge du composé)
        • -6 + S = 0
        • S = 0 + 6
        • S = 6. Dans Na 2 SO 4, le soufre a un état d'oxydation 6 .
   • Dans les composés, la somme de tous les états d’oxydation doit être égale à la charge. Par exemple, si le composé est un ion diatomique, la somme des états d’oxydation des atomes doit être égale à la charge ionique totale.
   • Il est très utile de pouvoir utiliser le tableau périodique et de savoir où se trouvent les éléments métalliques et non métalliques.
   • L'état d'oxydation des atomes sous forme élémentaire est toujours nul. L’état d’oxydation d’un seul ion est égal à sa charge. Les éléments du groupe 1A du tableau périodique, tels que l'hydrogène, le lithium, le sodium, sous leur forme élémentaire ont un état d'oxydation de +1 ; Les métaux du groupe 2A tels que le magnésium et le calcium ont un état d'oxydation de +2 sous leur forme élémentaire. L'oxygène et l'hydrogène, selon le type de liaison chimique, peuvent avoir 2 différentes significations degré d'oxydation.

Pour caractériser la capacité rédox des particules, la notion de degré d’oxydation est importante. LE DEGRÉ D'OXYDATION est la charge qu'aurait un atome dans une molécule ou un ion si toutes ses liaisons avec d'autres atomes étaient rompues et si les paires d'électrons partagées allaient avec des éléments plus électronégatifs.

Contrairement aux charges réelles des ions, l’état d’oxydation ne montre que la charge conditionnelle d’un atome dans une molécule. Il peut être négatif, positif ou nul. Par exemple, l'état d'oxydation des atomes dans substances simples est égal à "0" (,
,,). Dans les composés chimiques, les atomes peuvent avoir un état d’oxydation constant ou variable. Pour les métaux des principaux sous-groupes I, II et III des groupes du tableau périodique des composés chimiques, l'état d'oxydation est, en règle générale, constant et égal à Me +1, Me +2 et Me +3, respectivement (Li + , Ca +2, Al +3). L'atome de fluor a toujours -1. Le chlore dans les composés contenant des métaux est toujours de -1. Dans l'écrasante majorité des composés, l'oxygène a un état d'oxydation de -2 (sauf pour les peroxydes, où son état d'oxydation est de -1), et l'hydrogène +1 (sauf pour les hydrures métalliques, où son état d'oxydation est de -1).

La somme algébrique des états d'oxydation de tous les atomes d'une molécule neutre est nulle et, dans un ion, c'est la charge de l'ion. Cette relation permet de calculer les états d'oxydation des atomes dans des composés complexes.

Dans la molécule d'acide sulfurique H 2 SO 4, l'atome d'hydrogène a un état d'oxydation de +1 et l'atome d'oxygène a un état d'oxydation de -2. Puisqu’il y a deux atomes d’hydrogène et quatre atomes d’oxygène, nous avons deux « + » et huit « - ». La neutralité est à six « + ». Ce nombre est l'état d'oxydation du soufre -
. La molécule de dichromate de potassium K 2 Cr 2 O 7 est constituée de deux atomes de potassium, de deux atomes de chrome et de sept atomes d'oxygène. Le potassium a toujours un état d'oxydation de +1 et l'oxygène a un état d'oxydation de -2. Cela signifie que nous avons deux « + » et quatorze « - ». Les douze « + » restants sont représentés par deux atomes de chrome, dont chacun a un état d'oxydation de +6 (
).

Agents oxydants et réducteurs typiques

De la définition des processus de réduction et d'oxydation, il résulte qu'en principe, des substances simples et complexes contenant des atomes qui ne sont pas dans l'état d'oxydation le plus bas et peuvent donc abaisser leur état d'oxydation peuvent agir comme agents oxydants. De même, des substances simples et complexes contenant des atomes qui ne sont pas dans l’état d’oxydation le plus élevé et peuvent donc augmenter leur état d’oxydation peuvent agir comme agents réducteurs.

Les agents oxydants les plus puissants comprennent :

1) substances simples formées d'atomes ayant une électronégativité élevée, c'est-à-dire non-métaux typiques situés dans les sous-groupes principaux des sixième et septième groupes du tableau périodique : F, O, Cl, S (respectivement F 2, O 2, Cl 2, S) ;

2) substances contenant des éléments dans les niveaux supérieur et intermédiaire

états d'oxydation positifs, y compris sous forme d'ions, à la fois simples, élémentaires (Fe 3+) et oxoanions contenant de l'oxygène (ion permanganate - MnO 4 -) ;

3) composés peroxydes.

Les substances spécifiques utilisées dans la pratique comme agents oxydants sont l'oxygène et l'ozone, le chlore, le brome, les permanganates, les dichromates, les oxyacides de chlore et leurs sels (par exemple,
,
,
), Acide nitrique (
), acide sulfurique concentré (
), dioxyde de manganèse (
), le peroxyde d'hydrogène et les peroxydes métalliques (
,
).

Les agents réducteurs les plus puissants comprennent :

1) substances simples dont les atomes ont une faible électronégativité (« métaux actifs ») ;

2) cations métalliques à faibles états d'oxydation (Fe 2+) ;

3) anions élémentaires simples, par exemple l'ion sulfure S 2- ;

4) anions contenant de l'oxygène (oxoanions), correspondant aux états d'oxydation positifs les plus bas de l'élément (nitrite
, sulfite
).

Les substances spécifiques utilisées dans la pratique comme agents réducteurs sont, par exemple, les métaux alcalins et alcalino-terreux, les sulfures, les sulfites, les halogénures d'hydrogène (sauf HF), les substances organiques - alcools, aldéhydes, formaldéhyde, glucose, acide oxalique, ainsi que l'hydrogène, le carbone , monoxyde de carbone (
) et l'aluminium à haute température.

En principe, si une substance contient un élément dans un état d'oxydation intermédiaire, ces substances peuvent alors présenter des propriétés à la fois oxydantes et réductrices. Tout dépend

« partenaire » dans la réaction : avec un agent oxydant suffisamment fort, il peut réagir comme agent réducteur, et avec un agent réducteur suffisamment fort - comme agent oxydant. Par exemple, l'ion nitrite NO 2 - dans un environnement acide agit comme un agent oxydant par rapport à l'ion I - :

2
+ 2+ 4HCl→ + 2
+ 4KCl + 2H 2 O

et comme agent réducteur par rapport à l'ion permanganate MnO 4 -

5
+ 2
+ 3H 2 ALORS 4 → 2
+ 5
+K 2 SO 4 + 3H 2 O