Uma reação química é um processo pelo qual as substâncias iniciais são convertidas em produtos de reação. As substâncias obtidas após a conclusão da reação são chamadas de produtos. Eles podem diferir dos originais em estrutura, composição ou ambos.

Com base nas mudanças na composição, distinguem-se os seguintes tipos de reações químicas:

• com mudança de composição (a maioria);
• sem alterar a composição (isomerização e conversão de uma modificação alotrópica em outra).

Se a composição de uma substância não muda como resultado da reação, então sua estrutura muda necessariamente, por exemplo: Cgrafite↔Salmaz

Consideremos com mais detalhes a classificação das reações químicas que ocorrem com uma mudança na composição.

I. De acordo com a quantidade e composição das substâncias

Reações compostas

Como resultado de tais processos químicos, uma substância é formada a partir de várias substâncias: A + B + ... = C

Pode conectar:

• substâncias simples: 2Na + S = Na2S;
• simples com complexo: 2SO2 + O2 = 2SO3;
• dois complexos: CaO + H2O = Ca(OH)2.
• mais de duas substâncias: 4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3

Reações de decomposição

Uma substância nessas reações se decompõe em várias outras: A=B+C+...

Os produtos neste caso podem ser:

• substâncias simples: 2NaCl = 2Na + Cl2
• simples e complexo: 2KNO3 = 2KNO2 + O2
• dois complexos: CaCO3 = CaO + CO2
• mais de dois produtos: 2AgNO3 = 2Ag + O2 + 2NO2

Reações de substituição

Tais reações em que substâncias simples e complexas reagem entre si, e átomos de uma substância simples substituem átomos de um dos elementos de uma substância complexa, são chamadas de reações de substituição. Esquematicamente, o processo de substituição de átomos pode ser mostrado da seguinte forma: A + BC = B + AC.

Por exemplo, CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu

Reações de troca

Este grupo inclui reações durante as quais duas substâncias complexas trocam suas partes: AB + CD = AD + CB. De acordo com a regra de Berthollet, a ocorrência irreversível de tais reações é possível se pelo menos um dos produtos:

• precipitado (substância insolúvel): 2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 + Na2SO4;
• substância de baixa dissociação: NaOH + HCl = NaCl + H2O;
• gás: NaOH + NH4Cl = NaCl + NH3 + H2O (primeiro forma-se o hidrato de amônia NH3 H2O, que ao ser recebido imediatamente se decompõe em amônia e água).

II. Por efeito térmico

1. Exotérmico — processos que ocorrem com liberação de calor:
   C + O2 = CO2 +Q
2. Endotérmico - reações nas quais o calor é absorvido:
   Cu(OH)2 = CuO + H2O – Q

III. Tipos de reações químicas por direção

1. Reversível são reações que ocorrem ao mesmo tempo nas direções direta e reversa: N2+O2 ↔ 2NO
2. Irreversível os processos prosseguem até a conclusão, ou seja, até que pelo menos uma das substâncias reagentes seja completamente consumida. Exemplos de reações de troca irreversíveis foram discutidos acima.

4. De acordo com a presença de um catalisador

V. De acordo com o estado de agregação das substâncias

1. Se todos os reagentes estiverem em estados de agregação idênticos, a reação é chamada homogêneo. Tais processos ocorrem em todo o volume. Por exemplo: NaOH + HCl = NaCl + H2O
2. Heterogêneo são reações entre substâncias em diferentes estados de agregação que ocorrem na interface. Por exemplo: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

VI. Tipos de reações químicas baseadas em mudanças no estado de oxidação das substâncias reagentes

1. Redox (ORR) - reações nas quais os estados de oxidação das substâncias reagentes mudam.
2. Reações ocorrendo sem alterar os estados de oxidação reagentes (BISO).

Os processos de combustão e substituição são sempre redox. As reações de troca ocorrem sem alterar os estados de oxidação das substâncias. Todos os outros processos podem ser OVR ou BISO.

Cálculo do estado de oxidação

Resumo

1. A formação de pessoal é uma das áreas mais significativas do trabalho de um gestor de pessoal.

2. Para dotar a organização dos recursos humanos necessários, é importante desenvolver uma situação adequada no ambiente externo e na tecnologia de atividade, na estrutura da empresa; calcular as necessidades de pessoal.

3. Para desenvolver programas de recrutamento, é necessário analisar a situação do pessoal na região, desenvolver procedimentos de atração e avaliação de candidatos e realizar medidas de adaptação para incluir novos colaboradores na organização.

Perguntas de controle

1. Que grupos de fatores precisam ser levados em consideração ao criar uma estrutura organizacional?
2. Que fases do desenho organizacional podem ser distinguidas?
3. Explique o conceito de “avaliação qualitativa das necessidades de pessoal”.
4. Descreva o conceito de “necessidades adicionais de pessoal”.
5. Qual é o objetivo de analisar a situação do pessoal na região?
6. Qual é o propósito da análise de desempenho?
7. Quais etapas da análise da atividade podem ser distinguidas?
8. Explique o que é um professiograma?
9. Que fatores ambientais influenciam o processo de recrutamento de candidatos?
10. Descrever fontes de recrutamento interno e externo.
11. Como avaliar a qualidade de um conjunto?
12. Que métodos são usados ​​para avaliar os candidatos?
13. Que paradigmas de recrutamento competitivo você conhece?
14. Cite as etapas de adaptação dos funcionários na organização.

Para calcular o estado de oxidação de um elemento, devem ser levadas em consideração as seguintes disposições:

1. Os estados de oxidação dos átomos em substâncias simples são iguais a zero (Na 0; H 2 0).

2. A soma algébrica dos estados de oxidação de todos os átomos que compõem uma molécula é sempre zero, e em um íon complexo essa soma é igual à carga do íon.

3. Os átomos têm um estado de oxidação constante: metais alcalinos (+1), metais alcalino-terrosos (+2), hidrogênio (+1) (exceto hidretos NaH, CaH 2, etc., onde o estado de oxidação do hidrogênio é - 1), oxigênio (-2 ) (exceto para F 2 -1 O +2 e peróxidos contendo o grupo –O–O–, nos quais o estado de oxidação do oxigênio é -1).

4. Para os elementos, o estado de oxidação positivo não pode exceder um valor igual ao número do grupo do sistema periódico.

Exemplos:

V 2 +5 O 5 -2; Na 2 +1 B 4 +3 O 7 -2; K +1 Cl +7 O 4 -2 ; N-3H3+1; K 2 +1 H +1 P +5 O 4 -2 ; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2

Existem dois tipos de reações químicas:

A Reações nas quais o estado de oxidação dos elementos não muda:

Reações de adição

SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3

Reações de decomposição

Cu(OH)2 – t CuO + H2O

Reações de troca

AgNO3 + KCl AgCl + KNO3

NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O

B Reações em que há alteração nos estados de oxidação dos átomos dos elementos que compõem os compostos reagentes:

2Mg 0 + O 2 0 2Mg +2 O -2

2KCl +5 O 3 -2 – t 2KCl -1 + 3O 2 0

2KI -1 + Cl 2 0 2KCl -1 + I 2 0

Mn +4 O 2 + 4HCl -1 Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O

Tais reações são chamadas redox.

Reações de oxidação-redução (ORR) – reações que ocorrem com uma mudança no estado de oxidação dos átomos que compõem as substâncias reagentes como resultado da transferência de elétrons de um átomo para outro.

Estado de oxidação – a carga formal de um átomo em uma molécula, calculada na suposição de que a molécula consiste apenas em íons.

Os elementos mais eletronegativos em um composto apresentam estados de oxidação negativos, e os átomos dos elementos com menor eletronegatividade apresentam estados de oxidação positivos.

O estado de oxidação é um conceito formal; em alguns casos, o estado de oxidação não coincide com a valência.

Por exemplo: N 2 H 4 (hidrazina)

grau de oxidação do nitrogênio – -2; valência do nitrogênio – 3.

Cálculo do estado de oxidação

Para calcular o estado de oxidação de um elemento, devem ser levadas em consideração as seguintes disposições:

1. Os estados de oxidação dos átomos em substâncias simples são iguais a zero (Na 0; H 2 0).

2. A soma algébrica dos estados de oxidação de todos os átomos que compõem uma molécula é sempre zero, e em um íon complexo essa soma é igual à carga do íon.

3. Os átomos têm um estado de oxidação constante: metais alcalinos (+1), metais alcalino-terrosos (+2), hidrogênio (+1) (exceto hidretos NaH, CaH 2, etc., onde o estado de oxidação do hidrogênio é - 1), oxigênio (-2 ) (exceto para F 2 -1 O +2 e peróxidos contendo o grupo –O–O–, nos quais o estado de oxidação do oxigênio é -1).

4. Para os elementos, o estado de oxidação positivo não pode exceder um valor igual ao número do grupo do sistema periódico.

V 2 +5 O 5 -2; Na 2 +1 B 4 +3 O 7 -2; K +1 Cl +7 O 4 -2 ; N-3H3+1; K 2 +1 H +1 P +5 O 4 -2 ; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2

Reações com e sem alterações no estado de oxidação

Existem dois tipos de reações químicas:

A Reações nas quais o estado de oxidação dos elementos não muda:

Reações de adição: SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3

Reações de decomposição: Cu(OH) 2  CuO + H 2 O

Reações de troca: AgNO 3 + KCl AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O

B Reações em que há alteração nos estados de oxidação dos átomos dos elementos que compõem os compostos reagentes:

2Mg 0 + O 2 0 2Mg +2 O -2

2KCl +5 O 3 -2 – t 2KCl -1 + 3O 2 0

2KI -1 + Cl 2 0 2KCl -1 + I 2 0

Mn +4 O 2 + 4HCl -1 Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O

Tais reações são chamadas de reações redox .

Redução de oxidação

Nas reações redox, os elétrons são transferidos de um átomo, molécula ou íon para outro. O processo de perda de elétrons é a oxidação. Durante a oxidação, o estado de oxidação aumenta:

H 2 0 − 2ē 2H +

S -2 − 2ē S 0

Al 0 − 3ē Al +3

Fe +2 − ē Fe +3

2Br - − 2ē Br 2 0

O processo de adição de elétrons é redução. Durante a redução, o estado de oxidação diminui.

Mn +4 + 2ē Mn +2

Cr +6 +3ē Cr +3

Cl 2 0 +2ē 2Cl -

O 2 0 + 4ē 2O -2

Átomos ou íons que ganham elétrons em uma determinada reação são agentes oxidantes, e aqueles que doam elétrons são agentes redutores.

Propriedades redox de uma substância e o estado de oxidação de seus átomos constituintes

Compostos contendo átomos de elementos com estado de oxidação máximo só podem ser agentes oxidantes devido a esses átomos, pois eles já desistiram de todos os seus elétrons de valência e só são capazes de aceitar elétrons. O estado de oxidação máximo do átomo de um elemento é igual ao número do grupo da tabela periódica ao qual o elemento pertence. Compostos contendo átomos de elementos com estado de oxidação mínimo só podem servir como agentes redutores, pois só são capazes de doar elétrons, pois o nível de energia externo desses átomos é completado por oito elétrons. O estado de oxidação mínimo dos átomos metálicos é 0, para não metais - (n–8) (onde n é o número do grupo na tabela periódica). Compostos contendo átomos de elementos com estados de oxidação intermediários podem ser agentes oxidantes e redutores, dependendo do parceiro com o qual interagem e das condições de reação.

Um dos conceitos básicos da química inorgânica é o conceito de estado de oxidação (CO).

O estado de oxidação de um elemento em um composto é a carga formal do átomo de um elemento, calculada a partir da suposição de que os elétrons de valência são transferidos para átomos com maior eletronegatividade relativa (REO) e todas as ligações na molécula do composto são iônicas.

O estado de oxidação do elemento E é indicado na parte superior do símbolo do elemento com um sinal “+” ou “-” antes do número.

O grau de oxidação dos íons que realmente existem em uma solução ou cristais coincide com seu número de carga e é indicado de forma semelhante com um sinal “+” ou “ ” após o número, por exemplo, Ca 2+.

O método Stock também é usado para indicar o estado de oxidação em algarismos romanos após o símbolo do elemento: Mn (VII), Fe (III).

A questão do sinal do estado de oxidação dos átomos em uma molécula é resolvida com base na comparação das eletronegatividades dos átomos interconectados que formam a molécula. Nesse caso, um átomo com menor eletronegatividade apresenta um estado de oxidação positivo, e um átomo com maior eletronegatividade possui um estado de oxidação negativo.

Deve-se notar que o estado de oxidação não pode ser identificado com a valência de um elemento. A valência, definida como o número de ligações químicas pelas quais um determinado átomo se liga a outros átomos, não pode ser igual a zero e não possui sinal “+” ou “”. O estado de oxidação pode ter valor positivo e negativo, podendo também assumir valor zero ou mesmo fracionário. Assim, na molécula de CO 2, o estado de oxidação de C é +4, e na molécula de CH 4, o estado de oxidação de C é 4. A valência do carbono em ambos os compostos é IV.

Apesar das desvantagens acima, o uso do conceito de estado de oxidação é conveniente na classificação de compostos químicos e na elaboração de equações para reações redox.

Durante as reações redox, ocorrem dois processos inter-relacionados: oxidação e redução.

Oxidação O processo de perda de elétrons é chamado. Recuperação processo de adição de elétrons.

As substâncias cujos átomos ou íons doam elétrons são chamadas restauradores. As substâncias cujos átomos ou íons ligam elétrons (ou retiram um par comum de elétrons) são chamadas agentes oxidantes.

Quando um elemento é oxidado, o estado de oxidação aumenta, ou seja, o agente redutor durante a reação aumenta o estado de oxidação.

Pelo contrário, quando um elemento é reduzido, o estado de oxidação diminui, ou seja, durante a reação, o agente oxidante reduz o estado de oxidação.

Assim, podemos dar a seguinte formulação de reações redox: as reações redox são reações que ocorrem com uma mudança no estado de oxidação dos átomos dos elementos que compõem as substâncias reagentes.

Agentes oxidantes e agentes redutores

Para prever os produtos e a direção das reações redox, é útil lembrar que os agentes oxidantes típicos são substâncias simples cujos átomos têm um RER grande > 3,0 (elementos dos grupos VIA e VIIA). Destes, os agentes oxidantes mais poderosos são o flúor (OEO = 4,0), o oxigênio (OEO = 3,0) e o cloro (OEO = 3,5). Agentes oxidantes importantes incluem PbO 2, KMnO 4, Ca(SO 4) 2, K 2 Cr 2 O 7 , HClO, HClO 3, KSIO 4, NaBiO 3, H 2 SO4 (conc), HNO 3 (conc), Na 2 O 2, (NH 4) 2 S 2 O 8, KSIO 3, H 2 O 2 e outras substâncias , que contêm átomos com CO maior ou maior.

Agentes redutores típicos incluem substâncias simples cujos átomos têm um pequeno REO< 1,5 (металлы IA и IIAгрупп и некоторые другие металлы). К важным восстановителям относятся H 2 S, NH 3 , HI, KI, SnCl 2 , FeSO 4 , C, H 2 , CO, H 2 SO 3 , Cr 2 (SO 4) 3 , CuCl, Na 2 S 2 O 3 и другие вещества, которые содержат атомы с низкими СО.

Ao compor equações para reações redox, dois métodos podem ser usados: o método do balanço de elétrons e o método íon-eletrônico (método da meia reação). Uma ideia mais correta dos processos redox em soluções é fornecida pelo método iônico-eletrônico. Usando este método, as mudanças que realmente existem em uma solução são previstas por íons e moléculas.

Além de prever os produtos da reação, as equações de meia-reação iônica são necessárias para a compreensão dos processos redox que ocorrem durante a eletrólise e nas células galvânicas. Este método reflete o papel do meio ambiente como participante do processo. E por último, ao utilizar este método, não é necessário conhecer antecipadamente todas as substâncias formadas, pois muitas delas são obtidas através da elaboração da equação das reações redox.

Deve-se ter em mente que embora as semi-reações reflitam os processos reais que ocorrem durante as reações redox, elas não podem ser identificadas com os estágios reais (mecanismo) das reações redox.

A natureza e a direção das reações redox são influenciadas por muitos fatores: a natureza dos reagentes, a reação do meio, concentração, temperatura, catalisadores.

Significado biológico dos processos redox

Processos importantes nos organismos animais são reações de oxidação enzimática de substâncias substratos: carboidratos, gorduras, aminoácidos. Como resultado desses processos, os organismos recebem grandes quantidades de energia. Aproximadamente 90% de toda a necessidade energética de um homem adulto é atendida pela energia produzida nos tecidos pela oxidação de carboidratos e gorduras. O resto da energia, aproximadamente 10%, vem da degradação oxidativa dos aminoácidos.

A oxidação biológica ocorre através de mecanismos complexos com a participação de um grande número de enzimas. Nas mitocôndrias, a oxidação ocorre como resultado da transferência de elétrons de substratos orgânicos. Como transportadores de elétrons, a cadeia respiratória mitocondrial inclui várias proteínas contendo vários grupos funcionais projetados para transferir elétrons. À medida que se movem ao longo da cadeia de um intermediário para outro, os elétrons perdem energia livre. Para cada par de elétrons transferidos através da cadeia respiratória para o oxigênio, 3 moléculas de ATP são sintetizadas. A energia livre liberada quando 2 elétrons são transferidos para o oxigênio é de 220 kJ/mol.

A síntese de 1 molécula de ATP em condições padrão requer 30,5 kJ. Fica claro a partir disso que uma parte bastante significativa da energia livre liberada durante a transferência de um par de elétrons é armazenada em moléculas de ATP. A partir destes dados, o papel da transferência de elétrons em vários estágios do agente redutor inicial para o oxigênio torna-se claro. A grande energia (220 kJ) liberada durante a transferência de um par de elétrons para o oxigênio é dividida em várias porções correspondentes a estágios individuais de oxidação. Em três desses estágios, a quantidade de energia liberada corresponde aproximadamente à energia necessária para a síntese de 1 molécula de ATP.

DEFINIÇÃO

Estado de oxidaçãoé uma avaliação quantitativa do estado de um átomo de um elemento químico em um composto, com base em sua eletronegatividade.

Leva valores positivos e negativos. Para indicar o estado de oxidação de um elemento em um composto, é necessário colocar um algarismo arábico com o sinal correspondente (“+” ou “-”) acima de seu símbolo.

Deve-se lembrar que o estado de oxidação é uma quantidade que não tem significado físico, pois não reflete a carga real do átomo. No entanto, este conceito é amplamente utilizado em química.

Tabela de estados de oxidação de elementos químicos

O estado de oxidação máximo positivo e mínimo negativo pode ser determinado usando a Tabela Periódica D.I. Mendeleev. São iguais ao número do grupo em que o elemento está localizado e à diferença entre o valor do estado de oxidação “mais alto” e o número 8, respectivamente.

Se considerarmos os compostos químicos mais especificamente, então em substâncias com ligações apolares o estado de oxidação dos elementos é zero (N 2, H 2, Cl 2).

O estado de oxidação dos metais no estado elementar é zero, pois a distribuição da densidade eletrônica neles é uniforme.

Nos compostos iônicos simples, o estado de oxidação dos elementos neles incluídos é igual à carga elétrica, pois durante a formação desses compostos ocorre uma transição quase completa dos elétrons de um átomo para outro: Na +1 I -1, Mg +2 Cl -1 2, Al +3 F - 1 3 , Zr +4 Br -1 4 .

Ao determinar o estado de oxidação dos elementos em compostos com ligações covalentes polares, seus valores de eletronegatividade são comparados. Como durante a formação de uma ligação química os elétrons são deslocados para os átomos de elementos mais eletronegativos, estes últimos apresentam estado de oxidação negativo nos compostos.

Existem elementos que se caracterizam por apenas um valor de estado de oxidação (flúor, metais dos grupos IA e IIA, etc.). O flúor, caracterizado pelo maior valor de eletronegatividade, sempre apresenta um estado de oxidação negativo constante (-1) nos compostos.

Os elementos alcalinos e alcalino-terrosos, que se caracterizam por um valor de eletronegatividade relativamente baixo, apresentam sempre um estado de oxidação positivo igual a (+1) e (+2), respectivamente.

No entanto, também existem elementos químicos que se caracterizam por vários estados de oxidação (enxofre - (-2), 0, (+2), (+4), (+6), etc.).

Para facilitar a lembrança de quantos e quais estados de oxidação são característicos de um determinado elemento químico, use tabelas de estados de oxidação de elementos químicos, que se parecem com isto:

Número de série	Russo / Inglês Nome	Símbolo químico	Estado de oxidação
	Hidrogênio
	Hélio
	Lítio
	Berílio
			(-1), 0, (+1), (+2), (+3)
	Carbono		(-4), (-3), (-2), (-1), 0, (+2), (+4)
	Nitrogênio / Nitrogênio		(-3), (-2), (-1), 0, (+1), (+2), (+3), (+4), (+5)
	Oxigênio		(-2), (-1), 0, (+1), (+2)
	Flúor
	Sódio/Sódio
	Magnésio / Magnésio
	Alumínio
	Silício		(-4), 0, (+2), (+4)
	Fósforo / Fósforo		(-3), 0, (+3), (+5)
	Enxofre/Enxofre		(-2), 0, (+4), (+6)
	Cloro		(-1), 0, (+1), (+3), (+5), (+7), raramente (+2) e (+4)
	Argônio / Argônio
	Potássio/Potássio
	Cálcio
	Escândio / Escândio
	Titânio		(+2), (+3), (+4)
	Vanádio		(+2), (+3), (+4), (+5)
	Cromo / Cromo		(+2), (+3), (+6)
	Manganês / Manganês		(+2), (+3), (+4), (+6), (+7)
	Ferro		(+2), (+3), raro (+4) e (+6)
	Cobalto		(+2), (+3), raramente (+4)
	Níquel		(+2), raro (+1), (+3) e (+4)
	Cobre		+1, +2, raro (+3)
	Gálio		(+3), raro (+2)
	Germânio / Germânio		(-4), (+2), (+4)
	Arsênico/Arsênico		(-3), (+3), (+5), raramente (+2)
	Selênio		(-2), (+4), (+6), raramente (+2)
	Bromo		(-1), (+1), (+5), raramente (+3), (+4)
	Criptônio / Criptônio
	Rubídio / Rubídio
	Estrôncio / Estrôncio
	Ítrio / Ítrio
	Zircônio / Zircônio		(+4), raro (+2) e (+3)
	Nióbio / Nióbio		(+3), (+5), raro (+2) e (+4)
	Molibdênio		(+3), (+6), raro (+2), (+3) e (+5)
	Tecnécio / Tecnécio
	Rutênio / Rutênio		(+3), (+4), (+8), raro (+2), (+6) e (+7)
	Ródio		(+4), raro (+2), (+3) e (+6)
	Paládio		(+2), (+4), raramente (+6)
	Prata		(+1), raro (+2) e (+3)
	Cádmio		(+2), raro (+1)
	Índio		(+3), raro (+1) e (+2)
	Estanho/Estanho		(+2), (+4)
	Antimônio / Antimônio		(-3), (+3), (+5), raramente (+4)
	Telúrio / Telúrio		(-2), (+4), (+6), raramente (+2)
			(-1), (+1), (+5), (+7), raramente (+3), (+4)
	Xenônio / Xenônio
	Césio
	Bário / Bário
	Lantânio / Lantânio
	Cério		(+3), (+4)
	Praseodímio / Praseodímio
	Neodímio / Neodímio		(+3), (+4)
	Promécio / Promécio
	Samário / Samário		(+3), raro (+2)
	Európio		(+3), raro (+2)
	Gadolínio / Gadolínio
	Térbio / Térbio		(+3), (+4)
	Disprósio / Disprósio
	Hólmio
	Érbio
	Túlio		(+3), raro (+2)
	Itérbio / Itérbio		(+3), raro (+2)
	Lutécio / Lutécio
	Háfnio / Háfnio
	Tântalo / Tântalo		(+5), raro (+3), (+4)
	Tungstênio/Tungstênio		(+6), raro (+2), (+3), (+4) e (+5)
	Rênio / Rênio		(+2), (+4), (+6), (+7), raro (-1), (+1), (+3), (+5)
	Ósmio / Ósmio		(+3), (+4), (+6), (+8), raro (+2)
	Irídio / Irídio		(+3), (+4), (+6), raramente (+1) e (+2)
	Platina		(+2), (+4), (+6), raro (+1) e (+3)
	Ouro		(+1), (+3), raramente (+2)
	Mercúrio		(+1), (+2)
	Tálio / Tálio		(+1), (+3), raramente (+2)
	Liderar/Liderar		(+2), (+4)
	Bismuto		(+3), raro (+3), (+2), (+4) e (+5)
	Polônio		(+2), (+4), raramente (-2) e (+6)
	Astatino
	Radônio / Radônio
	Francium
	Rádio
	Actínio
	Tório
	Proactínio / Protactínio
	Urânio / Urânio		(+3), (+4), (+6), raro (+2) e (+5)

Exemplos de resolução de problemas

EXEMPLO 1

Responder Determinaremos alternadamente o estado de oxidação do fósforo em cada um dos esquemas de transformação propostos e, em seguida, escolheremos a resposta correta.

• O estado de oxidação do fósforo na fosfina é (-3) e no ácido ortofosfórico - (+5). Mudança no estado de oxidação do fósforo: +3 → +5, ou seja, primeira opção de resposta.
• O estado de oxidação de um elemento químico em uma substância simples é zero. O grau de oxidação do fósforo no óxido de composição P 2 O 5 é (+5). Mudança no estado de oxidação do fósforo: 0 → +5, ou seja, terceira opção de resposta.
• O grau de oxidação do fósforo na composição ácida HPO 3 é (+5) e H 3 PO 2 é (+1). Mudança no estado de oxidação do fósforo: +5 → +1, ou seja, quinta opção de resposta.

EXEMPLO 2

Exercício	O estado de oxidação (-3) do carbono no composto é: a) CH 3 Cl; b) C2H2; c) HCOH; d) C2H6.
Solução	Para dar a resposta correta à questão colocada, determinaremos alternadamente o grau de oxidação do carbono em cada um dos compostos propostos. a) o estado de oxidação do hidrogênio é (+1) e o do cloro é (-1). Tomemos o estado de oxidação do carbono como “x”: x + 3×1 + (-1) =0; A resposta está incorreta. b) o estado de oxidação do hidrogênio é (+1). Tomemos o estado de oxidação do carbono como “y”: 2×y + 2×1 = 0; A resposta está incorreta. c) o estado de oxidação do hidrogênio é (+1) e o do oxigênio é (-2). Tomemos o estado de oxidação do carbono como “z”: 1 + z + (-2) +1 = 0: A resposta está incorreta. d) o estado de oxidação do hidrogênio é (+1). Tomemos o estado de oxidação do carbono como “a”: 2×a + 6×1 = 0; Resposta correta.
Responder	Opção (d)