WikiSysop: Bot: Automatski unos stranica

2021-08-13T04:12:33Z

Bot: Automatski unos stranica

Nova stranica

[[datoteka:NaF.gif|300px|mini|desno|300px| [[Ionska veza]] [[natrij]]a i [[fluor]]a stvara natrijev fluorid. Natrij predaje u toj vezi vanjski [[elektron]] fluoru i time daje stabilni [[Elektronski omotač atoma|elektronski omotač]] molekule. Time natrij [[Oksidacija|oksidira]], a fluor reducira. Osim toga, natrij je [[reducens]], a fluor [[oksidans]].]]

[[datoteka:Et baal.jpg|mini|desno|300px|Prvotno se [[oksidacija|oksidacijom]] nazivalo spajanje nekog elementa s [[kisik]]om (na primjer [[gorenje|izgaranje]]).]]

[[datoteka:Banded iron formation.png|mini|desno|300px|Prvotno se [[oksidacija|redukcijom]] nazivalo dobivanje [[metal]]a iz njihovih [[oksidi|oksida]] (na primjer [[željezo|željeza]]) iz [[Mineralne sirovine|željezne rude]].]]

[[datoteka:Galvani-frog-legs.PNG|mini|desno|300px|[[Luigi Galvani|Galvanijev]] pokus sa žabljim kracima, slika iz kasnih 1780-tih godina.]]

[[datoteka:VoltaBattery.JPG|mini|desno|300px|[[Voltin članak]] (muzejski izložak u [[Tempio Voltiano]], talijanskom [[muzej]]u posvećenom [[Alessandro Volta|Alessandru Volti]].]]

[[datoteka:Daniellov članak 2.png|mini|desno|300px|Kod [[John Frederic Daniell|Daniellovog]] članka elektrode nisu bile u istom [[elektrolit]]u (bakrena u otopini [[Bakrov(II) sulfat pentahidrat|bakrova sulfata]], cinkova u otopini [[cinkov sulfat|cinkova sulfata]]), a elektroliti su odijeljeni poroznom membranom.]]

'''Redoks''' ili '''redoks reakcija''' je takva [[kemijska reakcija]] kod koje dolazi do [[Oksidacija|oksidacije i redukcije]], izmjene [[elektron]]a između dva redoks sustava i time promjene [[Oksidacijski broj|oksidacijskih brojeva]] [[atom]]a reagirajućih [[Kemijska tvar|kemijskih tvari]]. <ref> "Oksidacijski broj i stehiometrijska valencija", [http://www.ttf.unizg.hr/b-news/news_upload_files/2013/vijest_04-10-2013_524e818660ff4/2_Opca_kemija_M_Cetina.pdf], dr.sc. M. Cetina, doc., Tekstilno-tehnološki fakultet, Zavod za primijenjenu kemiju, 2014.</ref> '''Oksidacija''' i '''redukcija''' (prema [[Francuski jezik|franc]]. ''oxyde'', prema [[Starogrčki jezik|grč]]. ''ὀξύς'': oštar; kiseo; [[Latinski jezik|lat]]. ''reductio'': vraćanje natrag) su [[Kemijska reakcija|kemijske reakcije]] pri kojima tvar što se oksidira otpušta elektrone, a tvar koja se reducira prima elektrone. Prvotno se oksidacijom nazivalo spajanje nekog elementa s [[kisik]]om (na primjer [[Korozija|hrđanje]] [[željezo|željeza]], [[gorenje|izgaranje]] [[ugljen]]a), a redukcijom oduzimanje kisika (na primjer pri dobivanju [[metal]]a iz njihovih [[oksidi|oksida]]). Poslije se značenje tih pojmova proširilo tako što se pod oksidacijom razumijevalo i oduzimanje [[vodik]]a (na primjer pri prevođenju [[Alkoholi|alkohola]] u [[Aldehidi|aldehid]]), a pod redukcijom i primanje vodika (na primjer prevođenje [[sumpor]]a u [[sumporovodik]]). Danas se u kemijskom smislu oksidacijom naziva otpuštanje, a redukcijom primanje negativnoga [[Električni naboj|električnoga naboja]], što se ostvaruje prijelazom [[Valencija (kemija)|valentnih]] elektrona s atoma, [[ion]]a ili [[molekule]] jedne tvari (oksidacija) na atom, ion ili molekulu druge tvari (redukcija), bilo izravno, bilo na [[elektroda]]ma [[Galvanski elementi|galvanskoga članka]] ili [[elektrolit]]ske ćelije. Prema tome, kisik i vodik ne moraju uopće biti sudionici tih reakcija. Kako u prirodi nema slobodnih elektrona, te su dvije reakcije nužno povezane i uvijek se zbivaju istodobno.

Tvar koja otpušta elektrone i pritom se oksidira naziva se [[reducens]], jer svojim otpuštenim elektronima istodobno reducira drugu tvar. Obrnuto, tvar koja prima elektrone i pritom se reducira naziva se [[oksidans]], jer istodobno omogućuje oksidaciju tvari od koje prima elektrone. Zato se govori o '''oksidoredukciji''' ili o '''redukcijsko-oksidacijskoj reakciji''' (redoks reakciji). Redoks reakcije ubrajaju se među najvažnije i najčešće kemijske reakcije, zbivaju se tijekom mnogih prirodnih ([[fotosinteza]], [[disanje]], izmjena tvari, [[gorenje]], [[korozija]]) i industrijskih proizvodnih procesa (konverzija [[amonijak]]a u [[Dušična kiselina|dušičnu kiselinu]], hidrogenacija masnih [[ulja]], proizvodnja nitrobenzena, anilina, organskih boja, [[metal]]a iz oksidnih i sulfidnih [[Mineralne sirovine|ruda]]). <ref> '''oksidacija i redukcija''', [http://www.enciklopedija.hr//natuknica.aspx?ID=44939] "Hrvatska enciklopedija", Leksikografski zavod Miroslav Krleža, www.enciklopedija.hr, 2014.</ref>

== Oksidansi ==
{{Glavni|Oksidans}}

'''Oksidansi''' su tvari koje lako predaju [[kisik]] drugim tvarima; primjenjuju se za [[Dezinfekcija|dezinfekciju]] i bijeljenje, te kao reagensi kemijskih reakcija [[oksidacija|oksidacije]] u [[laboratorij]]u i [[Industrija|industriji]]. Najpoznatiji su oksidansi [[dušična kiselina]], [[kalijev permanganat]], [[kalijev klorat]], različiti [[peroksidi]] i drugi spojevi bogati [[kisik]]om. Kao oksidansi mogu u dodiru s vodom poslužiti i tvari koje imaju velik [[Afinitet prema elektronu|afinitet]] prema [[vodik]]u; oduzimajući ga [[voda|vodi]], oslobađaju iz nje [[kisik]], koji onda djeluje u nascentnom stanju. Tako djeluje [[klor]] i preparati koji lako otpuštaju klor ([[klorna voda]], klorno vapno, kloramin). <ref> '''oksidansi''', [http://www.enciklopedija.hr/Natuknica.aspx?ID=44940] "Hrvatska enciklopedija", Leksikografski zavod Miroslav Krleža, www.enciklopedija.hr, 2014.</ref>

=== Reducensi ===
{{Glavni|Reducens}}

'''Reducensi''' su tvari koje lako reduciraju druge tvari, to jest predaju [[elektron]]e drugim tvarima, odnosno oduzimaju im kisik; reducensi se pritom oksidiraju. Reducensi mogu biti elektropozitivni metali, na primjer [[litij]], [[natrij]], [[magnezij]], [[željezo]], [[cink]], [[aluminij]] (lako otpuštaju elektrone), zatim reagensi koji prenose [[Hidridi|hidride]] (natrijev borov hidrid NaBH4 i litijev aluminijev hidrid, LiAlH4), koji se široko rabe u [[Organska kemija|organskoj kemiji]], osobito za redukciju [[Karbonilna skupina|karbonilnih spojeva]] u [[alkoholi|alkohole]], te plinoviti [[vodik]], koji se upotrebljava uz [[platina|platinu]], [[paladij]] ili [[nikal]] kao [[katalizator]]e, primarno za redukciju dvostruke i trostruke veze [[ugljik]] – ugljik. Reducensi se primjenjuju kao reagensi kemijskih reakcija redukcije u laboratoriju i industriji. <ref> '''reducensi''', [http://www.enciklopedija.hr/Natuknica.aspx?ID=44940] "Hrvatska enciklopedija", Leksikografski zavod Miroslav Krleža, www.enciklopedija.hr, 2014.</ref>

== Standardni elektrodni potencijal ili redoks potencijal ==
{{Glavni|Elektroda}}

'''Elektroda''' (elektro- + [[Starogrčki jezik|grč]]. ''ὁδός'': put), u [[Elektrokemija|elektrokemiji]], je višefazni sustav u kojem se uspostavlja oksidoredukcijska ravnoteža između faze s [[elektron]]skom vodljivošću i faze s [[ion]]skom vodljivošću (otopine [[elektrolit]]a). Najčešće se pritom radi o ravnoteži u redoks sustavu koji se sastoji od [[metal]]a uronjena u otopinu svoje [[soli]]. Metal je reducirani oblik, a metalni su ioni u otopini oksidirani oblik elektrode, na primjer Zn ⇆ Zn2+ + 2e–. Metalni ioni iz [[kristalna rešetka|kristalne rešetke]] nastojat će prijeći u [[otopina|otopinu]], a ioni iz otopine težit će tomu da prijeđu u rešetku. Što metal lakše prelazi u ionsko stanje, to jest što lakše otpušta elektrone, to je njegov elektrodni potencijal s obzirom na otopinu negativniji. Poznate su i elektrode u kojima reducirani oblik nije metal. Tako se na primjer u otopini [[željezo|željeznih]] iona uspostavlja redoks ravnoteža Fe2+ ⇆ Fe3+ + e–. Ako se u takvu otopinu stavi metal koji s njom kemijski ne reagira, kao što je [[platina|platinska]] žica, on s otopinom neće izmjenjivati ione, nego samo elektrone, ali će također imati određeni potencijal prema otopini.

Ako se dvije različite elektrode spoje [[Električni vodič|vodičem]], zbog razlike njihovih potencijala poteći će kroz njega [[električna struja]] i na elektrodama će započeti spontana reakcija oksidacije, odnosno redukcije. Elektroda na kojoj se zbiva oksidacija naziva se [[anoda|anodom]], a ona na kojoj se zbiva redukcija [[katoda|katodom]]. Struja teče od elektrode većega potencijala prema elektrodi manjega potencijala, a razlika potencijala jednaka je [[Elektromotorna sila|elektromotornoj sili]] tako nastaloga galvanskog članka. Tako se elektrode mogu i međusobno uspoređivati. Kao standardna (referentna) uzima se '''vodikova elektroda''', u kojoj se [[vodik]] uz određene uvjete i u dodiru s platinskom žicom uvodi u otopinu (H2 ⇆ 2H+ + 2e–). [[Elektrodni potencijal]] te elektrode dogovorno je jednak nuli, pa se prema njoj mogu mjeriti potencijali drugih redoks sustava, često s pomoću indikatorskih elektroda (na primjer staklena elektroda, srebrna elektroda, razne ionsko-selektivne elektrode). Tako se uspostavlja niz njihovih standardnih elektrodnih potencijala, koji pokazuje relativnu oksidacijsku, odnosno redukcijsku moć različitih redoks sustava. Međutim, ako se na elektrode galvanskoga članka dovede izvana [[napon]] suprotan i veći od napona samoga članka, zbivat će se [[elektroliza]], proces suprotan spontanomu procesu u galvanskom članku. <ref> '''elektroda''', [http://www.enciklopedija.hr//natuknica.aspx?ID=17599] "Hrvatska enciklopedija", Leksikografski zavod Miroslav Krleža, www.enciklopedija.hr, 2014.</ref>

=== Galvanski članak ===
{{Glavni|Galvanski elementi}}

'''Galvanski članak''' ili '''galvanski element''' je primarni električni članak, neobnovljivi izvor električne struje u kojem se, za razliku od sekundarnog članka ([[akumulator]]a), [[kemijska energija]] nepovratno pretvara u [[Električna energija|električnu]]. Prvi galvanski članak konstruirao je 1800. [[Alessandro Volta]] na temelju opažanja koje je proveo [[Luigi Galvani]] o električnim pojavama pri dodiru metala i [[tkivo|tkiva]] ([[žaba|žabljih]] krakova). Galvanski članak sastoji se od dviju elektroda od različitih metalnih vodiča, koje su u dodiru s [[elektrolit]]om, te od depolarizatora kojim se sprječava ili odgađa polarizacija (nepoželjna kemijska promjena na elektrodama). Pojedine su se vrste galvanskih članaka nazivale prema izumiteljima, a najznačajniji su u 19. stoljeću bili Voltin, [[John Frederic Daniell| Daniellijev]] te osobito [[Leclanchéov članak]], od kojega su se razvili suvremeni članci, obično proizvedeni kao slogovi nazvani [[Baterija|električnim baterijama]].

==== Voltin članak ====
{{Glavni|Voltin članak}}

'''Voltin članak''' (1800.) sastoji se od dviju elektroda načinjenih od različitih metala (prvotno [[srebro]] i [[cink]], poslije [[Bakar (element)|bakar]] i cink) uronjenih u razrijeđenu [[Sumporna kiselina|sumpornu kiselinu]]. Njegov je [[napon]] oko 1,1 [[volt|V]]. Nedostatak mu je razmjerno brza [[oksidacija]] elektroda, a time i smanjenje napona i [[Električna struja|jakosti struje]].

==== Daniellov članak ====
{{Glavni|John Frederic Daniell}}

'''Daniellov članak''' (1835.) bio je sličan Voltinu, ali elektrode nisu bile u istom elektrolitu (bakrena u otopini [[Bakrov(II) sulfat pentahidrat|bakrova sulfata]], cinkova u otopini [[Cinkov sulfat|cinkova sulfata]] ili u sumpornoj kiselini), a elektroliti odijeljeni poroznom membranom. Time je smanjena oksidacija elektroda i produženo trajanje članka. Zato je Daniellov članak bio prvi uporabljivi trajni izvor galvanske struje, pa se u polovini 19. stoljeća rabio za lučnu rasvjetu i električni [[telegraf]]. <ref> '''galvanski članak''', [http://www.enciklopedija.hr/Natuknica.aspx?ID=21150] "Hrvatska enciklopedija", Leksikografski zavod Miroslav Krleža, www.enciklopedija.hr, 2014.</ref>

Zn(s)+ CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s)

[[Ion]]ska jednakost se može napisati kao:

:Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu

Očito je da [[cink]] oksidira ili otpušta elektrone:

:Zn → Zn2+ + 2 e-

Za to vrijeme bakar reducira ili prima elektrone:

:Cu2+ + 2 e- → Cu

== Korozija i hrđanje metala ==
{{Glavni|Korozija}}
[[datoteka:Rust screw.jpg|mini|desno|300px|[[Oksidi]], kao što je [[željezov(III) oksid]] ili hrđa, koja se sastoji od hidratiranog željezovog(III) oksida Fe2O3 · n H2O i željezov(III) oksid-hidroksida (FeO(OH), Fe(OH)3), stvaraju se gdje [[kisik]] i [[voda]] kemijski reagiraju s ostalim elementima.]]
'''Korozija''' (srednjovj. lat. ''corrosio'', od [[Latinski jezik|lat]]. ''corrodere'': nagrizati) je trošenje konstrukcijskih [[materijal]]a kemijskim djelovanjem [[fluid]]a ([[plin]]ova i [[kapljevina]]). Korozija razara [[metal]]e i [[Anorganska kemija|anorganske nemetale]] (na primjer [[beton]]), a sudjeluje i u oštećivanju (degradaciji) organskih materijala ([[polimer]]nih materijala, [[Drvo (materijal)|drva]]). U [[geologija|geologiji]] je korozija opći naziv za kemijsko trošenje [[stijena]].

U [[tehnika|tehnici]] valja razlikovati kemijsku i elektrokemijsku koroziju. Kemijskoj koroziji podložni su [[metal]]i i vodljivi nemetali (na primjer [[grafit]]) u neelektrolitima, to jest u suhim plinovima i u nevodljivim kapljevinama (na primjer u mazivim uljima), te nevodljivi nemetali (beton, [[keramika]], [[staklo]], [[kamen]], polimerni materijali, drvo) u plinovima i kapljevinama. Elektrokemijskoj koroziji podliježu metali i vodljivi nemetali u elektrolitima, to jest u vodi i vodenim otopinama, u vlažnom tlu, u talinama [[soli]] i hidroksida te u vodi koja potječe iz vlažnoga zraka ili drugih plinova u obliku filma ili kapljica.

=== Kemijska korozija ===
Kemijska korozija najčešće je [[oksidacija]] [[metal]]a spajanjem s [[kisik]]om pri izlaganju suhim plinovima koji sadrže kisik ili njegove spojeve (na primjer [[ugljikov dioksid]]), i to prije svega u vrućem zraku ili u plinovima izgaranja. Proizvod je takve korozije [[Oksidi|oksid]], koji tvori sloj na metalu ili se od njega odvaja. U prvom slučaju, koji je češći, s povećanjem debljine sloja oksidacija teče sve sporije, a u drugom se nastavlja neometano. Prema toj je koroziji jedan od najotpornijih metala [[Legirani čelik|čelik visokolegiran]] kromom i aluminijem, a najlošiji su [[magnezij]] i njegove slitine.

=== Elektrokemijska korozija ===
Elektrokemijsku koroziju uzrokuje djelovanje korozijskih galvanskih članaka nastalih na površini metala izloženoj elektrolitu. Neplemenitiji dijelovi površine pritom su anode, na kojima se metal troši [[ionizacija|ionizacijom]], otapanjem u elektrolitu uz istodobno oslobađanje viška elektrona (elektrokemijska oksidacija), koji kroz metal putuju prema plemenitijim dijelovima površine, [[katoda]]ma, gdje se vežu s [[oksidans]]ima (takozvanim depolarizatorima) iz okoline (elektrokemijska redukcija). U vodenim elektrolitima najčešći su oksidansi otopljeni kisik i vodikovi kationi. Na te primarne reakcije na elektrodama korozijskoga članka obično se nadovezuju sekundarne reakcije, koje često daju čvrste produkte, među kojima je najpoznatija hrđa, smjesa hidratiranih [[Željezovi oksidi|željeznih oksida]]. Neki čvrsti produkti (na primjer patina na bakru i njegovim slitinama), za razliku od hrđe, koče koroziju. <ref> '''korozija''', [http://www.enciklopedija.hr//natuknica.aspx?ID=33255] "Hrvatska enciklopedija", Leksikografski zavod Miroslav Krleža, www.enciklopedija.hr, 2014.</ref>

Ključna reakcija kod elektrokemijske korozije je redukcija kisika:
:O2 + 4 e- + 2 H2O → 4 (OH)-
Zbog toga što se stvaraju [[hidroksil]]ni anioni, na ovaj proces snažno utječe prisustvo [[kiselina]]. U stvari, korozija većine metala je znatno ubrzana tamo gdje je nizak [[pH]]. Elektrone za gornju reakciju dobivamo oksidacijom [[željezo|željeza]]:
:Fe → Fe2+ + 2 e-

Sljedeća redoks reakcija se javlja u prisustvu vode i presudna je za stvaranje hrđe:
:4 Fe2+ + O2 → 4 Fe3+ + 2 O2−

Uz to, javljaju se u međuvremenu kemijske reakcije [[kiselina]] i [[Baze (kemija)|baza]], koji doprinose stvaranju hrđe:

: Fe2+ + 2 H2O ⇌ Fe(OH)2 + 2 H+
: Fe3+ + 3 H2O ⇌ Fe(OH)3 + 3 H+

i sljedeće ravnotežne reakcije:
:Fe(OH)2 ⇌ FeO + H2O
:Fe(OH)3 ⇌ FeO(OH) + H2O
:2 FeO(OH) ⇌ Fe2O3 + H2O

To znači, za stvaranje korozije presudno je prisustvo kisika i vode.

== Oksidacijski brojevi atoma ==
{{Glavni|Oksidacijski broj}}
[[datoteka:Covalent.svg|desno|mini|300px|U [[Kovalentna veza|kovalentnim]] spojevima [[oksidacijski broj]] nekog atoma jednak je zamišljenomu [[Elementarni naboj|naboju]] koji ostaje na tom atomu kada se zajednički elektronski parovi dodijele elektronegativnijem atomu.]]
Umjesto pojma [[Valencija (kemija)|valencija]], u suvremenoj se [[kemija|kemiji]] znatno više rabi pojam oksidacijskoga broja (oksidacijskoga stupnja). To je formalna veličina koja opisuje oksidacijsko stanje [[atom]]a, a određuje se kao broj [[Elementarni naboj|elementarnih naboja]] koji bi ostali na promatranom atomu ako bi se [[elektron]]ski parovi svih veza u bilo kojoj kemijskoj jedinki pripisali najelektronegativnijem atomu,([[elektronegativnost]]). Oksidacijski broj može biti pozitivan (predznak + se izostavlja), negativan i nula, a piše se iznad simbola atoma [[Rimski brojevi|rimskim brojem]]. Pri imenovanju kemijskih spojeva oksidacijski se broj piše odmah iza naziva elementa, u okrugloj zagradi, npr. željezni(II) sulfat za FeSO4. Ako element ima samo jedno oksidacijsko stanje, oksidacijski se broj u njegovim spojevima ne piše; takav je na primjer [[aluminij]], kojemu je oksidacijski broj uvijek III.

Oksidacijski se broj određuje prema dogovorenim pravilima:
* oksidacijski broj [[atom]]a ili [[molekule]] elementa u elementarnom stanju uvijek je jednak nuli;
* oksidacijski broj [[vodik]]a uvijek je I, osim u metalnim [[Hidridi|hidridima]], u kojima je –I;
* oksidacijski broj [[kisik]]a uvijek je –II, osim u [[peroksidi]]ma, u kojima je –I, a samo je u spoju s [[fluor]]om I;
* oksidacijski broj svih jednoatomnih [[ion]]a (gradivne čestice ionskih spojeva) jednak je [[Električni naboj|naboju]] iona, na primjer oksidacijski broj [[kalcij]]a u ionu Ca2+ je II, a [[klor]]a u kloridnom ionu Cl– je –I;
* zbroj oksidacijskih brojeva svih atoma u neutralnoj molekuli ili formulskoj jedinki mora biti jednak nuli;
* zbroj oksidacijskih brojeva atoma u višeatomnim ionima mora biti jednak naboju iona;
* u [[Kovalentna veza|kovalentnim]] spojevima oksidacijski broj nekog atoma jednak je zamišljenomu naboju koji ostaje na tom atomu kada se zajednički elektronski parovi dodijele elektronegativnijem atomu;
* oksidacijski broj [[fluor]]a (najelektronegativniji element) uvijek je –I;
* oksidacijski broj [[Alkalijski metali|alkalijskih elemenata]] uvijek je I, a [[Zemnoalkalijski metali|zemnoalkalijskih]] II.

Poznavanje oksidacijskoga broja nužno je pri rješavanju kemijskih jednadžbi koje opisuju redoks reakcije. <ref> '''valencija''', [http://www.enciklopedija.hr/Natuknica.aspx?ID=63708] "Hrvatska enciklopedija", Leksikografski zavod Miroslav Krleža, www.enciklopedija.hr, 2014.</ref>

=== Primjeri ===

{| class="wikitable"
|-
! Kemijski spoj !! Jednakost !! [[Valencija (kemija)|Valencija]] !! '''OKSIDACIJSKI BROJ'''
|-
| [[Klorovodik]] || HCl || H=1   Cl=1 || H=+1   Cl=−1
|-
| [[Perklorna kiselina]] *|| HClO4 || H=1   Cl=7   O=2 || H=+1   Cl=+7   O=−2
|-
| [[Natrijev hidrid]] || NaH || Na=1   H=1 || Na=+1   H=−1
|-
| [[Željezov(II, III) oksid|Željezov(II) oksid]] ** || FeO || Fe=2   O=2 || Fe=+2   O=−2
|-
| [[Željezov(III) oksid]] ** || Fe2O3 || Fe=3   O=2 || Fe=+3   O=−2
|}

(*) Ion perklorata (ClO4−) ima valenciju 1.

(**) Željezov oksid se pojavljuje kao [[kristal]], a ne kao tipična [[molekula]].

Ali postoje primjeri gdje se brojčana vrijednost valencije i oksidacijskog broja razlikuju zbog vrste kemijske veze između atoma:

{| class="wikitable"
|-
! Kemijski spoj !! Jednakost !! [[Valencija (kemija)|Valencija]] !! '''OKSIDACIJSKI BROJ'''
|-
| [[Klor]] || Cl2|| Cl=1 || Cl=0
|-
| [[Vodikov peroksid]]|| H2O2 || H=1   O=2 || H=+1   O=−1
|-
| [[Etin]] (acetilen) || C2H2 || C=4   H=1 || C=−1   H=+1
|-
| [[Živin(I) klorid]]|| Hg2Cl2 || Hg=2   Cl=1 || Hg=+1   Cl=−1
|}

Postoje primjeri gdje se brojčana vrijednost valencije i oksidacijskog broja razlikuju zbog polariteta kemijske veze između atoma. Tako na primjer kod [[diklormetan]]a CH2Cl2, [[ugljik]] ima valenciju 4 dok je oksidacijski broj 0.

== Vidi ==
*[[Podoksid]]

==Izvori==
{{izvori}}

[[kategorija: kemija]]

Redoks - Povijest promjena

WikiSysop: Bot: Automatski unos stranica