Oksüdatsiooniastme teooria. Redoksreaktsioonide kvalitatiivsed omadused

Sisetempli magistrikraad

Masohhism kui vabatahtliku vampiiri äärmuslik aste Selles mõttes sarnaneb masohhism kaassõltuvusega. Masohhistid on inimesed, kes saavad oma füüsilistest ja vaimsetest kannatustest meeldivaid aistinguid. Teisisõnu, neile meeldib, kui neid pekstakse, sõimatakse, kiusatakse

Rütmi taastamine... Määrake magamaminekuks sama aeg – kui igal õhtul on üksteist, siis on üksteist. Ärge muutke seda aega, muidu ajate keha segadusse. Keha

Taastumine Pärast instituudi distributsiooni suletud ettevõttes insenerina töötades mõistsin, et olen vales kohas, mistõttu otsustasin eriala vahetada ja astusin džässiimprovisatsioonikooli ning hiljem muusikakooli klassikalise osakonda.

7.5. Kurjuse teadvustamise aste Nagu on selgitatud artiklis "Toora andmine", määrab naudingu ja õndsuse selle omaduste sarnasuse määr Loojaga, samas kui kannatused ja kannatamatus on määratud erinevuse astmest loojaga. Looja. Järelikult on isekus meie jaoks vastik ja talumatult valus,

Osa 1. Ülesanne A5.

Kontrollitud üksused: Elektronegatiivsus Oksüdatsiooniaste ja

keemiliste elementide valents.

Elektronegatiivsus-väärtus, mis iseloomustab aatomi võimet polariseerida kovalentseid sidemeid. Kui kaheaatomilises molekulis A–B tõmbuvad sideelektronid B-aatomi poole tugevamini kui A-aatomi poole, siis loetakse B-aatomit elektronegatiivsemaks kui A-aatomit.

Aatomi elektronegatiivsus on molekulis (ühendis) oleva aatomi võime meelitada ligi elektrone, mis seovad seda teiste aatomitega.

Elektronegatiivsuse (EO) mõiste võttis kasutusele L. Pauling (USA, 1932). Aatomi elektronegatiivsuse kvantitatiivne tunnus on väga tinglik ja seda ei saa väljendada ühegi füüsikalise suuruse ühikutes, seetõttu on EO kvantitatiivseks määramiseks välja pakutud mitu skaalat. Suhtelise EK skaala on pälvinud suurima tunnustuse ja leviku:

Elementide elektronegatiivsuse väärtused Paulingi järgi

Elektronegatiivsus χ (kreeka chi) – aatomi võime hoida kinni väliseid (valents)elektrone. Selle määrab nende elektronide külgetõmbeaste positiivselt laetud tuuma suhtes.

See omadus avaldub keemilistes sidemetes sideme elektronide nihkumisena elektronegatiivsema aatomi suunas.

Keemilise sideme moodustumisel osalevate aatomite elektronegatiivsus on üks peamisi tegureid, mis määrab mitte ainult selle sideme TÜÜBI, vaid ka OMADUSED ning seega mõjutab keemilise reaktsiooni käigus toimuva aatomitevahelise interaktsiooni olemust.

L. Paulingi elementide suhtelise elektronegatiivsuse skaalal (koostatud kaheaatomiliste molekulide sidemeenergiate põhjal) on metallid ja organogeensed elemendid paigutatud järgmisele reale:

Elementide elektronegatiivsus järgib perioodilist seadust: see kasvab periooditi vasakult paremale ja D.I peamistes alarühmades alt üles. Mendelejev.

Elektronegatiivsus ei ole elemendi absoluutne konstant. See sõltub aatomituuma efektiivsest laengust, mis võib muutuda naaberaatomite või aatomirühmade mõjul, aatomiorbitaalide tüübist ja nende hübridisatsiooni iseloomust.

Oksüdatsiooni olek on keemilise elemendi aatomite tingimuslik laeng ühendis, mis on arvutatud eeldusel, et ühendid koosnevad ainult ioonidest.

Oksüdatsiooniastmetel võib olla positiivne, negatiivne või nullväärtus ning märk asetatakse enne arvu: -1, -2, +3, erinevalt iooni laengust, kus märk asetatakse arvu järele.

Molekulides on elementide oksüdatsiooniastmete algebraline summa, võttes arvesse nende aatomite arvu, 0.

Metallide oksüdatsiooniastmed ühendites on alati positiivsed, kõrgeim oksüdatsiooniaste vastab perioodilise süsteemi rühmanumbrile, kus see element asub (v.a mõned elemendid: kuld Au + 3 (rühm I), Cu + 2 (II), VIII rühmast võib oksüdatsiooniaste +8 olla ainult osmium Os ja ruteeniumis Ru.

Mittemetallide astmed võivad olla nii positiivsed kui ka negatiivsed, olenevalt sellest, millise aatomiga see on ühendatud: kui metalliaatomiga, siis on see alati negatiivne, kui mittemetalliga, siis võib olla nii + kui ka - ( saate sellest teada, kui uurite mitmeid elektronegatiivsust). Mittemetallide kõrgeima negatiivse oksüdatsiooniastme saab leida, lahutades 8-st selle rühma arvu, milles see element asub, kõrgeim positiivne on võrdne elektronide arvuga väliskihis (elektronide arv vastab rühma number).

Lihtainete oksüdatsiooniaste on 0, olenemata sellest, kas tegemist on metalli või mittemetalliga.

Tabel, kus on näidatud kõige sagedamini kasutatavate elementide konstantsed kraadid:

Oksüdatsiooniaste (oksüdatsiooniarv, formaalne laeng) on ​​abitingimuslik väärtus oksüdatsiooni-, redutseerimis- ja redoksreaktsioonide protsesside registreerimiseks, elektrilaengu arvväärtus, mis omistatakse molekulis olevale aatomile eeldusel, et elektronide paarid Side on täielikult nihkunud elektronegatiivsemate aatomite poole.

Ideed oksüdatsiooniastme kohta on anorgaaniliste ühendite klassifitseerimise ja nomenklatuuri aluseks.

Oksüdatsiooniaste on puhtalt tingimuslik väärtus, millel puudub füüsiline tähendus, kuid mis iseloomustab aatomitevahelise interaktsiooni keemilise sideme teket molekulis.

Keemiliste elementide valents -(ladina keelest valens - millel on jõud) - keemiliste elementide aatomite võime moodustada teatud arv keemilisi sidemeid teiste elementide aatomitega. Ioonsete sidemete abil moodustunud ühendites määrab aatomite valentsuse kinnitunud või loovutatud elektronide arv. Kovalentsete sidemetega ühendites määrab aatomite valentsuse moodustunud sotsialiseerunud elektronpaaride arv.

Püsiv valents:

Pidage meeles:

Oksüdatsiooniaste on ühendis sisalduva keemilise elemendi aatomite tingimuslik laeng, mis arvutatakse eeldusel, et kõik sidemed on oma olemuselt ioonsed.

1. Lihtaine elemendi oksüdatsiooniaste on null. (Cu, H2)

2. Aine molekuli kõigi aatomite oksüdatsiooniastmete summa on null.

3. Kõikidel metallidel on positiivne oksüdatsiooniaste.

4. Booril ja ränil ühendites on positiivne oksüdatsiooniaste.

5. Vesinikul on ühendites oksüdatsiooniaste (+1) Välja arvatud hüdriidid

(vesinikühendid esimese ja teise rühma põhialarühma metallidega, oksüdatsiooniaste -1, näiteks Na + H -)

6. Hapniku oksüdatsiooniaste on (-2), välja arvatud hapniku kombinatsioon fluoriga OF2, hapniku oksüdatsiooniaste (+2), fluori oksüdatsiooniaste (-1) . Ja peroksiidides H 2 O 2 - hapniku oksüdatsiooniaste (-1);

7. Fluoril on oksüdatsiooniaste (-1).

Elektronegatiivsus on HeMe aatomite omadus meelitada ligi jagatud elektronpaare. Elektronegatiivsusel on sama sõltuvus kui mittemetallilistel omadustel: see suureneb perioodi jooksul (vasakult paremale) ja nõrgeneb rühmas (üleval).

Kõige elektronegatiivsem element on fluor, millele järgneb hapnik, lämmastik jne.

Demoversioonis ülesande täitmise algoritm:

Harjutus:

Kloori aatom asub rühmas 7, seega võib selle maksimaalne oksüdatsiooniaste olla +7.

Klooriaatomil on selline oksüdatsiooniaste HClO4 aines.

Kontrollime seda: kahel keemilisel elemendil vesinikul ja hapnikul on konstantsed oksüdatsiooniastmed ja need on vastavalt +1 ja -2. Oksüdatsiooniastmete arv hapniku puhul on (-2) 4=(-8), vesiniku puhul (+1) 1=(+1). Positiivsete oksüdatsiooniastmete arv on võrdne negatiivsete arvuga. Seega (-8)+(+1)=(-7). See tähendab, et kroomi aatomi positiivsete kraadide arv on 7, paneme kirja elementide oksüdatsiooniastmed. Kloori oksüdatsiooniaste on HClO4 ühendis +7.

Vastus: Variant 4. Kloori oksüdatsiooniaste on HClO4 ühendis +7.

Ülesande A5 erinevad sõnastused:

3. Kloori oksüdatsiooniaste Ca (ClO 2) 2-s

1) 0 2) -3 3) +3 4) +5

4. Elemendi elektronegatiivsus on kõige väiksem

5. Mangaani madalaim oksüdatsiooniaste on ühendis

1) MnSO 4 2) MnO 2 3) K 2 MnO 4 4) Mn 2 O 3

6. Lämmastiku oksüdatsiooniaste on mõlemas kahes ühendis +3

1) N 2 O 3 NH 3 2) NH 4 Cl N 2 O 3) HNO 2 N 2 H 4 4) NaNO 2 N 2 O 3

7. Elemendi valents on

1) tema poolt moodustatud σ sidemete arv

2) tema poolt moodustatud võlakirjade arv

3) tema poolt moodustatud kovalentsete sidemete arv

4) vastupidise märgiga oksüdatsiooniastmed

8. Lämmastik näitab oma maksimaalset oksüdatsiooniastet ühendis

1) NH 4 Cl 2) NO 2 3) NH 4 NO 3 4) NOF

2. videotund: Keemiliste elementide oksüdatsiooniaste

3. videotund: Valents. Valentsi määratlus

Loeng: Elektronegatiivsus. Keemiliste elementide oksüdatsiooniaste ja valents

Elektronegatiivsus

Elektronegatiivsus- see on aatomite võime meelitada enda poole teiste aatomite elektrone, et nendega ühendust luua.

Keemilise elemendi elektronegatiivsust on tabelist lihtne hinnata. Pidage meeles, et ühes meie õppetükis öeldi, et see suureneb, kui liigute perioodilisuse tabeli perioodide kaudu vasakult paremale ja liigute rühmades alt üles.

Näiteks, kui antakse ülesanne teha kindlaks, milline element kavandatavast seeriast on kõige elektronegatiivsem: C (süsinik), N (lämmastik), O (hapnik), S (väävel)? Vaatame tabelit ja leiame, et see on O, sest see on paremal ja ülejäänutest kõrgemal.

Millised tegurid mõjutavad elektronegatiivsust? See on:

• Mida väiksem on aatomi raadius, seda suurem on elektronegatiivsus.
• Valentskihi täitumine elektronidega, mida rohkem neid on, seda suurem on elektronegatiivsus.

Kõigist keemilistest elementidest on fluor kõige elektronegatiivsem, kuna selle aatomiraadius on väike ja valentskihis on 7 elektroni.

Aatomi elektronegatiivsuse väärtused ei saa olla konstantsed, sest see sõltub paljudest teguritest, sealhulgas ülalloetletutest, samuti oksüdatsiooniastmest, mis võib sama elemendi puhul olla erinev. Seetõttu on tavaks rääkida elektronegatiivsuse väärtuste suhtelisusest. Võite kasutada järgmisi skaalasid:

Kahest elemendist koosnevate binaarühendite valemite kirjutamisel vajate elektronegatiivsuse väärtusi. Näiteks vaskoksiidi valem on Cu 2 O – esimene element peaks olema see, mille elektronegatiivsus on väiksem.

Oksüdatsiooni olek

Oksüdatsiooni olek (CO)- see on aatomi tinglik ehk reaalne laeng ühendis: tinglik - kui side on kovalentne polaarne, reaalne - kui side on ioonne.

Aatom omandab positiivse laengu, kui ta loovutab elektrone, ja negatiivse laengu, kui ta võtab vastu elektrone.

Oksüdatsiooniastmed on kirjutatud märgistatud sümbolite kohale «+»/«-» . On ka vahepealseid CO-sid. Elemendi maksimaalne CO on positiivne ja võrdne rühma numbriga ning metallide minimaalne negatiivne on null, mittemetallide puhul = (rühma number - 8). Maksimaalse CO-ga elemendid võtavad vastu ainult elektrone ja minimaalsega annavad need ainult ära. Elemendid, millel on vahepealsed CO-d, võivad elektrone nii loovutada kui ka vastu võtta.

Mõelge mõnele reeglile, mida tuleks CO määramiseks järgida:

Kõigi lihtainete CO on võrdne nulliga.

Kõigi molekuli CO aatomite summa on samuti võrdne nulliga, kuna iga molekul on elektriliselt neutraalne.

Kovalentse mittepolaarse sidemega ühendites on CO null (O 2 0) ja ioonse sidemega võrdne ioonide laengutega (Na + Cl - CO naatrium +1, kloor -1). Kovalentse polaarse sidemega ühendite CO-elemente käsitletakse ioonse sidemega (H:Cl \u003d H + Cl -, seega H +1 Cl -1).

Ühendi elementidel, millel on kõrgeim elektronegatiivsus, on negatiivne oksüdatsiooniaste, kui kõige vähem on positiivseid. Selle põhjal võime järeldada, et metallidel on ainult “+” oksüdatsiooniaste.

Pidevad oksüdatsiooniastmed:

Leelismetallid +1.

Kõik teise rühma metallid +2. Erand: Hg +1, +2.

Alumiinium +3.

• Vesinik +1. Erand: aktiivsed metallhüdriidid NaH, CaH 2 jne, kus vesiniku oksüdatsiooniaste on –1.

  Hapnik -2. Erand: F 2 -1 O +2 ja –О–О– rühma sisaldavad peroksiidid, milles hapniku oksüdatsiooniaste on –1.

Ioonse sideme moodustumisel toimub elektroni teatav üleminek vähem elektronegatiivselt aatomilt suurema elektronegatiivsusega aatomile. Samuti kaotavad aatomid selles protsessis alati oma elektrilise neutraalsuse ja muutuvad seejärel ioonideks. Täisarvu laengud moodustatakse samamoodi. Kovalentse polaarse sideme moodustumisel kandub elektron üle vaid osaliselt, seega tekivad osalaengud.

Valents- see on aatomite võime moodustada n - keemiliste sidemete arv teiste elementide aatomitega.

Ja valentsus on aatomi võime hoida teisi aatomeid enda lähedal. Nagu teate kooli keemiakursusest, on erinevad aatomid omavahel seotud välise energiataseme elektronidega. Paaritu elektron otsib endale paari teiselt aatomilt. Neid välistaseme elektrone nimetatakse valentselektronideks. See tähendab, et valentsi saab defineerida ka kui elektronpaaride arvu, mis seovad aatomeid üksteisega. Vaata vee struktuurivalemit: H - O - N. Iga kriips on elektronpaar, mis tähendab, et see näitab valentsust, st. hapnikul on siin kaks kriipsu, mis tähendab, et see on kahevalentne, üks kriips pärineb vesiniku molekulidest, mis tähendab, et vesinik on monovalentne. Kirjutamisel tähistatakse valentsust rooma numbritega: O (II), H (I). Selle saab paigutada ka elemendi kohale.

Valents on kas konstantne või muutuv. Näiteks leelismetallide puhul on see konstantne ja võrdne I-ga. Erinevates ühendites sisalduva kloori valentsid on aga I, III, V, VII.

Kuidas määrata elemendi valentsi?

Läheme tagasi perioodilise tabeli juurde. Peamiste alarühmade metallidel on konstantne valents, seega on esimese rühma metallide valents I, teisel II. Ja sekundaarsete alarühmade metallide puhul on valents muutuv. See on muutuv ka mittemetallide puhul. Aatomi kõrgeim valents võrdub rühmanumbriga, madalaim = rühmaarv - 8. Tuttav sõnastus. Kas see tähendab, et valents langeb kokku oksüdatsiooniastmega. Pidage meeles, et valents võib kattuda oksüdatsiooniastmega, kuid need näitajad ei ole üksteisega identsed. Valentsil ei saa olla =/- märki ega ka null.

Teine viis valentsi määramiseks keemilise valemi järgi, kui ühe elemendi püsivalents on teada. Näiteks võtke vaskoksiidi valem: CuO. Hapniku valents II. Näeme, et selles valemis on üks vase aatom hapnikuaatomi kohta, mis tähendab, et vase valents on II. Võtame nüüd keerulisema valemi: Fe 2 O 3. Hapniku aatomi valents on II. Siin on kolm sellist aatomit, korrutame 2 * 3 \u003d 6. Leidsime, et kahe rauaaatomi jaoks on 6 valentsi. Selgitame välja ühe rauaaatomi valentsi: 6:2=3. Seega on raua valentsus III.

Lisaks, kui on vaja hinnata "maksimaalset valentsi", tuleks alati lähtuda elektroonilisest konfiguratsioonist, mis eksisteerib "ergastatud" olekus.

Keemiliste reaktsioonide, sealhulgas looduses toimuvate reaktsioonide hulgas redoksreaktsioonid on kõige levinumad. Nende hulka kuuluvad näiteks fotosüntees, ainevahetus, bioloogilised protsessid, aga ka kütuse põlemine, metalli tootmine ja paljud teised reaktsioonid. Inimkond on redoksreaktsioone juba pikka aega edukalt erinevatel eesmärkidel kasutanud, kuid redoksprotsesside elektrooniline teooria ise ilmus üsna hiljuti - 20. sajandi alguses.

Moodsa redoksiteooria juurde liikumiseks on vaja tutvustada mitmeid mõisteid – need on aatomite elektronkestade valents, oksüdatsiooniaste ja struktuur. Uurides selliseid jaotisi nagu , elemendid ja , oleme nende mõistetega juba kokku puutunud. Järgmisena vaatame neid üksikasjalikumalt.

Valents ja oksüdatsiooniaste

Valents- keeruline mõiste, mis tekkis koos keemilise sideme mõistega ja mida defineeritakse kui aatomite omadust siduda või asendada teatud arv teise elemendi aatomeid, s.t. on aatomite võime moodustada ühendites keemilisi sidemeid. Algselt määrati valents vesiniku (selle valentsiks võeti 1) või hapniku (valents 2) abil. Hiljem hakati eristama positiivset ja negatiivset valentsust. Kvantitatiivselt iseloomustab positiivset valentsi aatomi poolt loovutatud elektronide arv ja negatiivne valents on elektronide arv, mis tuleb oktetireegli rakendamiseks (st välisenergia taseme täitmiseks) aatomi külge kinnitada. Hiljem hakkas valentsuse mõiste ühendama aatomite vahel tekkivate keemiliste sidemete olemust nende kombinatsioonis.

Reeglina vastab elementide kõrgeim valentsus perioodilisuse süsteemis rühmanumbrile. Kuid nagu kõigis reeglites, on siin ka erandeid: näiteks vask ja kuld on perioodilisuse süsteemi esimeses rühmas ja nende valents peab olema võrdne rühma numbriga, s.o. 1, kuid tegelikult on vase kõrgeim valentsus 2 ja kulla - 3.

Oksüdatsiooni olek mõnikord nimetatakse seda oksüdatsiooninumbriks, elektrokeemiliseks valentsiks või oksüdatsiooniolekuks ja see on tingimuslik mõiste. Seega eeldatakse oksüdatsiooniastme arvutamisel, et molekuli moodustavad ainult ioonid, kuigi enamik ühendeid pole üldse ioonsed. Kvantitatiivselt määrab elemendi aatomite oksüdatsiooniaste ühendis aatomiga seotud või aatomist nihkunud elektronide arvu järgi. Seega on elektronide nihke puudumisel oksüdatsiooniaste null, elektronide nihkumisel antud aatomi suunas on see negatiivne ja antud aatomi nihke korral positiivne.

Defineerimine aatomite oksüdatsiooniaste peate järgima järgmisi reegleid:

1. Lihtainete ja metallide molekulides on aatomite oksüdatsiooniaste 0.
2. Peaaegu kõigis ühendites sisalduva vesiniku oksüdatsiooniaste on +1 (ja ainult aktiivsete metallide hüdriidides -1).
3. Selle ühendite hapnikuaatomite oksüdatsiooniaste on -2 (erandiks on OF 2 ja metalliperoksiidid, hapniku oksüdatsiooniaste on vastavalt +2 ja -1).
4. Konstantse oksüdatsiooniastmega on ka leelis- (+1) ja leelismuldmetallide (+2) aatomid, aga ka fluor (-1)
5. Lihtsates ioonühendites on oksüdatsiooniaste suuruselt ja märgilt võrdne selle elektrilaenguga.
6. Kovalentse ühendi puhul on elektronegatiivsemal aatomil oksüdatsiooniaste "-" märgiga ja vähem elektronegatiivsel "+" märgiga.
7. Komplekssete ühendite puhul märkige keskse aatomi oksüdatsiooniaste.
8. Aatomite oksüdatsiooniastmete summa molekulis on null.

Näiteks määrame Se oksüdatsiooniastme ühendis H 2 SeO 3

Niisiis, vesiniku oksüdatsiooniaste on +1, hapniku -2 ja kõigi oksüdatsiooniastmete summa on 0, teeme avaldise, võttes arvesse aatomite arvu ühendis H 2 + Se x O 3 -2 :

(+1)2+x+(-2)3=0, kust

need. H2 + Se +4O3-2

Teades, milline väärtus on elemendi oksüdatsiooniastmel ühendis, on võimalik ennustada selle keemilisi omadusi ja reaktsioonivõimet teiste ühendite suhtes, samuti seda, kas see ühend on redutseerija või oksüdeeriv aine. Need kontseptsioonid on täielikult välja töötatud redoksiteooriad:

• Oksüdatsioon- on elektronide kadumise protsess aatomi, iooni või molekuli poolt, mis viib oksüdatsiooniastme suurenemiseni.

Al0-3e- = Al +3;

2O -2 -4e - \u003d O 2;

2Cl - -2e - \u003d Cl 2

• Taastumine - on protsess, mille käigus aatom, ioon või molekul omandab elektrone, mille tulemuseks on oksüdatsiooniastme langus.

Ca +2 +2e - = Ca 0;

2H + +2e - \u003d H2

• Oksüdeerijad- ühendid, mis võtavad keemilise reaktsiooni käigus elektrone vastu ja redutseerivad ained on elektrone loovutavad ühendid. Redutseerivad ained oksüdeeritakse reaktsiooni käigus ja oksüdeerivad ained redutseeritakse.
• Redoksreaktsioonide olemus- elektronide liikumine (või elektronpaaride nihkumine) ühest ainest teise, millega kaasneb aatomite või ioonide oksüdatsiooniastmete muutumine. Sellistes reaktsioonides ei saa üht elementi oksüdeerida ilma teist redutseerimata, sest. elektronide ülekanne põhjustab alati nii oksüdatsiooni kui ka redutseerimist. Seega langeb ühest elemendist oksüdatsiooni käigus võetud elektronide koguarv kokku teise elemendi poolt redutseerimisel vastuvõetud elektronide arvuga.

Seega, kui ühendites sisalduvad elemendid on oma kõrgeimas oksüdatsiooniastmes, on neil ainult oksüdeerivad omadused, kuna nad ei saa enam elektrone loovutada. Vastupidi, kui ühendites sisalduvad elemendid on oma madalaimas oksüdatsiooniastmes, on neil ainult redutseerivad omadused, kuna nad ei saa enam elektrone lisada. Vahepealses oksüdatsiooniastmes elementide aatomid võivad olenevalt reaktsioonitingimustest olla nii oksüdeerivad kui redutseerivad ained. Toome näite: väävel kõrgeimas oksüdatsiooniastmes +6 H 2 SO 4 ühendis võib avaldada ainult oksüdeerivaid omadusi, H 2 S ühendis - väävel on madalaimas oksüdatsiooniastmes -2 ja sellel on ainult redutseerivad omadused, ja kui H2S03 on vahepealses oksüdatsiooniastmes +4, võib väävel olla nii oksüdeerija kui ka redutseerija.

Elementide oksüdatsiooniastmete väärtuste põhjal on võimalik ennustada ainetevahelise reaktsiooni tõenäosust. On selge, et kui mõlemad elemendid nende ühendites on kõrgemas või madalamas oksüdatsiooniastmes, on nendevaheline reaktsioon võimatu. Reaktsioon on võimalik, kui ühel ühenditest võivad olla oksüdeerivad omadused, samal ajal kui teisel võivad olla redutseerivad omadused. Näiteks HI-s ja H2S-s on nii jood kui väävel madalaimas oksüdatsiooniastmes (-1 ja -2) ja võivad olla ainult redutseerivad ained, mistõttu nad ei reageeri üksteisega. Kuid need interakteeruvad suurepäraselt H2SO4-ga, mida iseloomustavad redutseerivad omadused, tk. väävel on siin kõrgeimas oksüdatsiooniastmes.

Kõige olulisemad redutseerivad ja oksüdeerivad ained on toodud järgmises tabelis.