2H2 + O2 ––> 2H2O

vesiniku, hapniku ja vee kontsentratsioonid muutuvad erineval määral: ΔC(H2) = ΔC(H2O) = 2 ΔC(O2).

Keemilise reaktsiooni kiirus sõltub paljudest teguritest: reagentide olemusest, nende kontsentratsioonist, temperatuurist, lahusti olemusest jne.

2.1.1 Keemilise reaktsiooni kineetiline võrrand. Reaktsiooni järjekord.

Üks keemilise kineetika ees seisvaid ülesandeid on reaktsioonisegu koostise (st kõigi reaktiivide kontsentratsioonide) määramine igal ajal, mille jaoks on vaja teada reaktsioonikiiruse sõltuvust kontsentratsioonidest. Üldiselt, mida suurem on reagentide kontsentratsioon, seda suurem on keemilise reaktsiooni kiirus. Keemiline kineetika põhineb nn. Keemilise kineetika põhipostulaat:

Keemilise reaktsiooni kiirus on otseselt võrdeline reageerivate ainete kontsentratsioonide korrutisega teatud võimsustes.

See tähendab reaktsiooni jaoks

aA + bB + dD + . ––> eE + .

võib kirjutada:

Proportsionaalsuskoefitsient k on keemilise reaktsiooni kiiruskonstant. Kiirusekonstant on arvuliselt võrdne reaktsiooni kiirusega kõigi reagentide kontsentratsioonidel, mis on võrdne 1 mol/l.

Reaktsioonikiiruse sõltuvus reagentide kontsentratsioonidest määratakse eksperimentaalselt ja seda nimetatakse keemilise reaktsiooni kineetiliseks võrrandiks. Ilmselt on kineetilise võrrandi kirjutamiseks vaja eksperimentaalselt määrata kiiruskonstandi väärtus ja eksponendid reageerivate ainete kontsentratsioonidel. Eksponent iga keemilise reaktsiooni kineetilises võrrandis oleva reagendi kontsentratsioonil (võrrandis (II.4) vastavalt x, y ja z) on selle komponendi reaktsiooni konkreetne järjekord. Eksponentide summa keemilise reaktsiooni kineetilises võrrandis (x + y + z) tähistab reaktsiooni üldist järjekorda. Tuleb rõhutada, et reaktsiooni järjekord määratakse ainult katseandmete põhjal ja see ei ole seotud reaktsioonivõrrandis olevate reagentide stöhhiomeetriliste koefitsientidega. Reaktsiooni stöhhiomeetriline võrrand on materjali tasakaalu võrrand ja see ei saa mingil juhul määrata selle reaktsiooni kulgu aja jooksul.

Keemilises kineetikas on tavaks klassifitseerida reaktsioone üldise reaktsioonijärjekorra suuruse järgi. Vaatleme reagentide kontsentratsiooni sõltuvust ajast pöördumatute (ühepoolsete) null-, esimest ja teist järku reaktsioonide puhul.

2.1.2 Nulljärku reaktsioonid

Nulljärku reaktsioonide puhul on kineetiline võrrand järgmine:

Nulljärku reaktsiooni kiirus on ajas konstantne ega sõltu reagentide kontsentratsioonidest; See on tüüpiline paljudele heterogeensetele reaktsioonidele (toimuvad faasiliidesel) juhul, kui reaktiivide pinnale difusioonikiirus on väiksem kui nende keemilise muundumise kiirus.

2.1.3 Esimese järgu reaktsioonid

Vaatleme lähteaine A kontsentratsiooni sõltuvust ajast esimest järku reaktsiooni korral A ––> B. Esimest järku reaktsioone iseloomustab vormi (II.6) kineetiline võrrand. Asendame selle avaldise (II.2):

(II.7)

Pärast avaldise (II.7) integreerimist saame:

Integratsioonikonstandi g määrame algtingimustest: ajahetkel t = 0 on C kontsentratsioon võrdne Co algkontsentratsiooniga. Sellest järeldub, et g = ln Co. Saame:

Riis. 2.3 Kontsentratsiooni logaritmi sõltuvus ajast esimest järku reaktsioonide korral

Seega sõltub esimest järku reaktsiooni kontsentratsiooni logaritm lineaarselt ajast (joonis 2.3) ja kiiruskonstant on arvuliselt võrdne sirge ajatelje kaldenurga puutujaga.

Võrrandist (II.9) on lihtne saada ühesuunalise esimest järku reaktsiooni kiiruskonstandi avaldis:

Teiseks reaktsiooni kineetiliseks tunnuseks on poolestusaeg t1/2 – aeg, mille jooksul lähteaine kontsentratsioon väheneb poole võrra võrreldes esialgsega. Avaldagem t1/2 esimest järku reaktsiooni jaoks, võttes arvesse, et C = ½Co:

(II.12)

Nagu saadud avaldisest näha, ei sõltu esimest järku reaktsiooni poolestusaeg lähteaine algkontsentratsioonist.

2.1.4 Teist järku reaktsioonid

Teist järku reaktsioonide puhul on kineetiline võrrand järgmine:

Vaatleme lihtsaimat juhust, kui kineetilisel võrrandil on kuju (II.14) või, mis on sama, vormi (II.15) võrrandis on lähteainete kontsentratsioonid samad; võrrandi (II.14) saab sel juhul ümber kirjutada järgmiselt:

(II.16)

Pärast muutujate eraldamist ja integreerimist saame:

Integreerimiskonstant g, nagu ka eelmisel juhul, määratakse algtingimustest. Saame:

Seega on vormi (II.14) kineetilise võrrandiga teist järku reaktsioonidele iseloomulik pöördkontsentratsiooni lineaarne sõltuvus ajast (joonis 2.4) ja kiiruskonstant on võrdne kaldenurga puutujaga. sirgjoonest ajateljele:

(II.20)

Riis. 2.4 Pöördkontsentratsiooni sõltuvus ajast teist järku reaktsioonide korral

Kui reagentide Co, A ja Co, B algkontsentratsioonid on erinevad, leitakse reaktsiooni kiiruskonstant, integreerides võrrandi (II.21), milles CA ja CB on reagentide kontsentratsioonid ajahetkel t algusest peale. reaktsioonist:

(II.21)

Sel juhul saame kiiruskonstandi jaoks avaldise

2. Kirjutage üles reaktsiooni kineetiline võrrand: 2H2 + O2 = 2H2O. 3. Mitu korda suureneb reaktsiooni kiirus, kui temperatuuri koefitsient on 3 ja temperatuuri tõstetakse 30 kraadi võrra? 4. Kui temperatuur tõuseb 40 kraadi võrra, suureneb reaktsioonikiirus 16 korda. Määrake temperatuuri koefitsient.

Pilt 12 esitlusest “Reaktsioonikiirus” keemiatundide jaoks teemal “Reaktsioonid”

Mõõdud: 960 x 720 pikslit, formaat: jpg. Keemiatunni tasuta pildi allalaadimiseks paremklõpsake pildil ja klõpsake nuppu "Salvesta pilt kui...". Piltide kuvamiseks tunnis saab tasuta alla laadida ka kogu esitluse “Reaction Speed.ppt” koos kõigi piltidega zip-arhiivis. Arhiivi suurus on 15 KB.

Laadige esitlus alla

Reaktsioonid

“Reaktsioonikiirus” – kiirust mõjutavad tegurid. Mida me uurisime? Reagentide kontsentratsiooni mõju (homogeensete süsteemide jaoks) 3. rida. Temperatuur. Mis määrab reaktsioonide kiiruse? 2. Kirjutage üles reaktsiooni kineetiline võrrand: 2H2 + O2 = 2H2O. Katalüsaatorite või inhibiitorite olemasolu. Probleemi lahendamine. Katalüsaatorid ja katalüüs.

"Ainete massi jäävuse seadus" - 1673. Ainete massi jäävuse seadus. Indeks. Indeks näitab aatomite arvu aine valemiühikus. Nagu Boyle, katsetas ka vene teadlane pitseeritud retorte. 1789 Kazybek bi nimeline üldkeskkool nr 36. Robert Boyle. Koefitsient. 5n2o. 1748 Keemiline valem. Tunni eesmärgid: Hariduslik – tõestada eksperimentaalselt ainete massi jäävuse seadust.

"Radioaktiivsed muutused" - ajaloo verstapostid. Ei on radioaktiivsete tuumade arv esialgsel ajal. t – lagunemisaeg. Radioaktiivse lagunemise seadus. Kogemused. Mis on poolväärtusaeg? T-poolväärtusaeg. Rutherfordi uuringud. Järeldus reeglitest. Radioaktiivse aine aatomid muutuvad spontaanselt. Radioaktiivsuse uurimise taust.

"Keemiliste reaktsioonide praktiline töö" - PPG. H2 – gaas, värvitu, lõhnatu, õhust kergem. 4) Must CuO muutub punaseks, katseklaasi seintele tekib H2O. Katseklaasid. 2) Puhas H2 plahvatab nüri pauguga, H2 koos lisanditega - haukuv heli. 3kcns+feci3=3kci+fe(cns)3 vahetus. AI+HCI. Cu. Zn+H2SO4 = ZnSO4+H2 asendus. Alkoholi lamp. Täheldati keemiliste reaktsioonide märke.

"Reaktsioonid" - lõhna välimus. Andke peamisi ideid keemilise reaktsiooni kohta. Gaasi vabastamine. Varustus: Lahendused - soolhape ja lubjavesi, marmoritükk. Kodutööde kontrollimine. Tooge näiteid keerukate ainete kohta? Keemia roll inimese elus. Setete teke. Soojuse eraldumine või neeldumine.

"Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria" - kõik lihtained, kõik oksiidid ja mõned happed, alused ja soolad. Svante Arrhenius. Ained lahustes. Ioonsete ja kovalentsete polaarsete sidemetega ained. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria (ED). TED-i II positsioon. Kovalentse sidemega ained: vee dipoolide orientatsioon, hüdratatsioon? ionisatsioon? dissotsiatsioon.

Kokku on 28 ettekannet

Vesi (vesinikoksiid) on kahekomponentne anorgaaniline ühend keemilise valemiga H 2 O. Vee molekul koosneb kahest vesinikuaatomist ja ühest hapnikuaatomist, mis on omavahel ühendatud kovalentse sidemega.

Vesinikperoksiidi.

Füüsilised ja keemilised omadused

Vee füüsikalised ja keemilised omadused on määratud H 2 O molekulide keemilise, elektroonilise ja ruumilise struktuuriga.

H 2 0 molekuli H ja O aatomid on oma stabiilses oksüdatsiooniastmes, vastavalt +1 ja -2; seetõttu ei avalda vesi tugevaid oksüdeerivaid või redutseerivaid omadusi. Pange tähele: metallhüdriidides on vesinik oksüdatsiooniastmes -1.

H 2 O molekulil on nurkstruktuur. H-O sidemed on väga polaarsed. O-aatomil on liigne negatiivne laeng ja H-aatomil liigne positiivne laeng. Üldiselt on H 2 O molekul polaarne, st. dipool. See seletab asjaolu, et vesi on hea lahusti ioonsete ja polaarsete ainete jaoks.

Üleliigsete laengute olemasolu H- ja O-aatomitel, aga ka üksikud elektronpaarid O-aatomitel põhjustavad veemolekulide vahel vesiniksidemete moodustumist, mille tulemusena need ühinevad assotsiaatideks. Nende sidusrühmade olemasolu seletab anomaalselt kõrgeid sulamistemperatuuri väärtusi. jne kip. vesi.

Koos vesiniksidemete moodustumisega on H 2 O molekulide vastastikuse mõju tulemuseks nende iseioniseerumine:
Ühes molekulis toimub polaarse O-H sideme heterolüütiline lõhenemine ja vabanenud prooton kinnitub teise molekuli hapnikuaatomi külge. Saadud hüdroniumioon H 3 O + on sisuliselt hüdraatunud vesinikioon H + H 2 O, seega on vee iseionisatsioonivõrrandit lihtsustatud järgmiselt:

H 2 O ↔ H + + OH -

Vee dissotsiatsioonikonstant on äärmiselt väike:

See näitab, et vesi dissotsieerub väga kergelt ioonideks ja seetõttu on dissotsieerumata H 2 O molekulide kontsentratsioon peaaegu konstantne:

Puhtas vees [H + ] = [OH - ] = 10-7 mol/l. See tähendab, et vesi on väga nõrk amfoteerne elektrolüüt, millel ei ole märgataval määral ei happelisi ega aluselisi omadusi.
Vesi avaldab aga tugevat ioniseerivat toimet selles lahustunud elektrolüütidele. Veedipoolide mõjul muutuvad lahustunud ainete molekulides polaarsed kovalentsed sidemed ioonseteks, ioonid hüdraatuvad, nendevahelised sidemed nõrgenevad, mille tulemuseks on elektrolüütiline dissotsiatsioon. Näiteks:
HCl + H 2 O - H 3 O + + Cl -

(tugev elektrolüüt)

(või hüdratatsiooni arvesse võtmata: HCl → H + + Cl -)

CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H + (nõrk elektrolüüt)

(või CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +)

Vastavalt Brønstedi-Lowry hapete ja aluste teooriale avaldab vesi nendes protsessides aluse (prootoni aktseptori) omadusi. Sama teooria kohaselt toimib vesi happe (prootonidoonori) reaktsioonides, näiteks ammoniaagi ja amiinidega:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH -

CH 3 NH 2 + H 2 O ↔ CH 3 NH 3 + + OH -

Redoksreaktsioonid, mis hõlmavad vett

I. Reaktsioonid, milles vesi mängib oksüdeeriva aine rolli

Need reaktsioonid on võimalikud ainult tugevate redutseerivate ainetega, mis on võimelised redutseerima veemolekulides sisalduvad vesinikuioonid vabaks vesinikuks.

1) Koostoime metallidega

a) Tavatingimustes interakteerub H 2 O ainult piluga. ja leelismuld. metallid:

2Na + 2H + 2O = 2NaOH + H02

Ca + 2H + 2O = Ca(OH)2 + H 0 2

b) Kõrgel temperatuuril reageerib H 2 O mõne teise metalliga, näiteks:

Mg + 2H + 2O = Mg(OH)2 + H02

3Fe + 4H + 2O = Fe2O4 + 4H 0 2

c) Al ja Zn tõrjuvad H2 veest leeliste juuresolekul välja:

2Al + 6H + 2O + 2NaOH = 2Na + 3H 0 2

2) Koostoime madala EO-ga mittemetallidega (reaktsioonid toimuvad karmides tingimustes)

C + H + 2 O = CO + H 0 2 ("vesigaas")

2P + 6H + 2O = 2HPO3 + 5H 0 2

Leeliste juuresolekul tõrjub räni veest välja vesiniku:

Si + H + 2 O + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + 2H 0 2

3) Koostoime metallhüdriididega

NaH + H + 2O = NaOH + H 0 2

CaH2 + 2H + 2O = Ca(OH)2 + 2H 0 2

4) Koostoime süsinikmonooksiidi ja metaaniga

CO + H + 2 O = CO 2 + H 0 2

2CH 4 + O 2 + 2H + 2 O = 2CO 2 + 6H 0 2

Reaktsioone kasutatakse tööstuslikult vesiniku tootmiseks.

II. Reaktsioonid, milles vesi mängib redutseerija rolli

Need reaktsioonid on võimalikud ainult väga tugevate oksüdeerivate ainetega, mis on võimelised oksüdeerima hapnikku CO CO -2, mis on vee osa, vabaks hapnikuks O 2 või peroksiidianioonideks 2-. Erandjuhul (reaktsioonis F 2-ga) tekib hapnik koos c o-ga. +2.

1) Koostoime fluoriga

2F2 + 2H20-2 = O 02 + 4HF

2F2 + H20-2 = O +2 F2 + 2HF

2) Koostoime aatomi hapnikuga

H2O-2 + O = H2O-2

3) Koostoime klooriga

Kõrge T korral toimub pöörduv reaktsioon

2Cl2 + 2H2O-2 = O 02 + 4HCl

III. Intramolekulaarse oksüdatsiooni reaktsioonid - vee redutseerimine.

Elektrivoolu või kõrge temperatuuri mõjul võib vesi laguneda vesinikuks ja hapnikuks:

2H + 2O-2 = 2H 0 2 + O 0 2

Termiline lagunemine on pöörduv protsess; Vee termilise lagunemise aste on madal.

Hüdratsioonireaktsioonid

I. Ioonide hüdratsioon. Vesilahustes elektrolüütide dissotsiatsioonil tekkinud ioonid seovad teatud arvu veemolekule ja eksisteerivad hüdraatunud ioonide kujul. Mõned ioonid moodustavad veemolekulidega nii tugevad sidemed, et nende hüdraadid võivad eksisteerida mitte ainult lahuses, vaid ka tahkes olekus. See seletab kristalsete hüdraatide nagu CuSO4 5H 2 O, FeSO 4 7H 2 O jne, aga ka veekomplekside teket: CI 3, Br 4 jne.

II. Oksiidide hüdratsioon

III. Mitut sidet sisaldavate orgaaniliste ühendite hüdratsioon

Hüdrolüüsi reaktsioonid

I. Soolade hüdrolüüs

Pöörduv hüdrolüüs:

a) soolakatiooniga

Fe3+ + H2O = FeOH 2+ + H+; (happeline keskkond. pH

b) vastavalt soolaanioonile

CO32- + H2O = HCO3- + OH-; (leeliseline keskkond. pH > 7)

c) soola katiooni ja aniooni kaudu

NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O = NH 4 OH + CH 3 COOH (neutraalse keskkonna lähedal)

Pöördumatu hüdrolüüs:

Al 2S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S

II. Metallkarbiidide hüdrolüüs

Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al(OH) 3 ↓ + 3CH 4 netaan

CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2atsetüleen

III. Silitsiidide, nitriidide, fosfiidide hüdrolüüs

Mg 2 Si + 4H 2 O = 2Mg(OH) 2 ↓ + SiH 4 silaan

Ca3N2 + 6H2O = ZCa(OH)2 + 2NH3 ammoniaak

Cu3P2 + 6H2O = 3Сu(OH)2 + 2РН3 fosfiin

IV. Halogeenide hüdrolüüs

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO

Br2 + H20 = HBr + HBrO

V. Orgaaniliste ühendite hüdrolüüs

Orgaaniliste ainete klassid	Hüdrolüüsitooted (orgaanilised)
Haloalkaanid (alküülhalogeniidid)
Arüülhalogeniidid
Dihaloalkaanid	Aldehüüdid või ketoonid
Metalli alkoholaadid
Karboksüülhappe halogeniidid	Karboksüülhapped
Karboksüülhappe anhüdriidid	Karboksüülhapped
Karboksüülhapete komplekseetrid	Karboksüülhapped ja alkoholid
	Glütserool ja kõrgemad karboksüülhapped
Di- ja polüsahhariidid	Monosahhariidid
Peptiidid ja valgud	α-aminohapped
Nukleiinhapped

§3. Reaktsioonivõrrand ja selle kirjutamine

Interaktsioon vesinik Koos hapnikku, nagu Sir Henry Cavendish tuvastas, viib vee moodustumiseni. Kasutage seda lihtsat näidet, et õppida koostama keemiliste reaktsioonide võrrandid.
Mis sellest välja tuleb vesinik Ja hapnikku, me juba teame:

H 2 + O 2 → H 2 O

Võtkem nüüd arvesse, et keemiliste reaktsioonide keemiliste elementide aatomid ei kao ja ei teki millestki, ei muundu üksteiseks, vaid kombineerida uutes kombinatsioonides, moodustades uusi molekule. See tähendab, et keemilise reaktsiooni võrrandis peab igat tüüpi aatomeid olema sama palju enne reaktsioonid ( vasakule võrdusmärgist) ja pärast reaktsiooni lõpp ( paremal võrdusmärgist), nii:

2H2 + O2 = 2H2O

Seda see on reaktsiooni võrrand - käimasoleva keemilise reaktsiooni tingimuslik registreerimine, kasutades ainete ja koefitsientide valemeid.

See tähendab, et antud reaktsioonis kaks mutti vesinik tuleb reageerida üks mutt hapnikku, ja tulemus saab olema kaks mutti vesi.

Interaktsioon vesinik Koos hapnikku- see pole üldse lihtne protsess. See viib nende elementide oksüdatsiooniastmete muutumiseni. Sellistes võrrandites koefitsientide valimiseks kasutavad nad tavaliselt " elektrooniline tasakaal".

Kui vesi moodustub vesinikust ja hapnikust, tähendab see seda vesinik muutis oma oksüdatsiooniastet 0 enne +I, A hapnikku- alates 0 enne −II. Sel juhul läksid mitmed vesinikuaatomitest üle hapnikuaatomiteks. (n) elektronid:

Siin teenivad vesinikku loovutavad elektronid redutseerija, ja hapnikku vastuvõtvad elektronid on oksüdeeriv aine.

Oksüdeerivad ja redutseerivad ained

Vaatame nüüd, kuidas elektronide andmise ja vastuvõtmise protsessid eraldi välja näevad. Vesinik, kohtudes "röövli" hapnikuga, kaotab kõik oma varad - kaks elektroni ja selle oksüdatsiooniaste muutub võrdseks +I:

N 2 0 - 2 e− = 2Н +I

Juhtus oksüdatsiooni poolreaktsiooni võrrand vesinik.

Ja bandiit- hapnikku O 2, olles võtnud õnnetul vesinikust viimased elektronid, on oma uue oksüdatsiooniastmega väga rahul -II:

O2+4 e− = 2O −II

See redutseerimise poolreaktsiooni võrrand hapnikku.

Jääb veel lisada, et nii "bandiit" kui ka tema "ohver" on kaotanud oma keemilise individuaalsuse ja on valmistatud lihtsatest ainetest - kaheaatomiliste molekulidega gaasidest H 2 Ja O 2 muutunud uue keemilise aine komponentideks - vesi H2O.

Edasi arutleme järgmiselt: kui palju elektrone redutseerija oksüdeerivale bandiidile andis, nii palju elektrone ta sai. Redutseerija poolt loovutatud elektronide arv peab olema võrdne oksüdeerija poolt vastuvõetud elektronide arvuga.

Nii et see on vajalik võrdsustada elektronide arvu esimeses ja teises poolreaktsioonis. Keemias aktsepteeritakse järgmist tavapärast poolreaktsiooni võrrandite kirjutamise vormi:

	2 N 2 0–2 e− = 2Н +I
	1 O 2 0 + 4 e− = 2O −II

Siin on lokkis sulust vasakul olevad numbrid 2 ja 1 tegurid, mis aitavad tagada, et antud ja vastuvõetud elektronide arv on võrdne. Arvestame, et poolreaktsiooni võrrandites on antud 2 elektroni ja aktsepteeritud 4. Aktsepteeritud ja antud elektronide arvu võrdsustamiseks leida vähim ühiskordaja ja lisategurid. Meie puhul on vähim ühiskordaja 4. Vesiniku lisategurid on 2 (4: 2 = 2) ja hapniku puhul 1 (4: 4 = 1)
Saadud kordajad toimivad tulevase reaktsioonivõrrandi koefitsientidena:

2H 2 0 + O 2 0 = 2H 2 + I O −II

Vesinik oksüdeerub mitte ainult kohtumisel hapnikku. Nad toimivad vesinikule ligikaudu samal viisil. fluor F 2, halogeen ja tuntud "röövel" ning näiliselt kahjutu lämmastik N 2:

H 2 0 + F 2 0 = 2H + I F −I

3H 2 0 + N 2 0 = 2N −III H 3 + I

Sel juhul selgub vesinikfluoriid HF või ammoniaak NH3.

Mõlema ühendi oksüdatsiooniaste on vesinik muutub võrdseks +I, sest ta saab molekulipartnereid, kes on "ahned" teiste inimeste elektroonikakaupade järele ja millel on kõrge elektronegatiivsus - fluor F Ja lämmastik N. U lämmastik elektronegatiivsuse väärtus loetakse võrdseks kolme kokkuleppelise ühikuga ja fluoriidÜldiselt on kõigi keemiliste elementide suurim elektronegatiivsus neli ühikut. Seega pole ime, et nad jätsid vaese vesinikuaatomi ilma igasuguse elektroonilise keskkonnata.

Aga vesinik võib olla taastama- vastu võtta elektrone. See juhtub siis, kui leelismetallid või kaltsium, mille elektronegatiivsus on madalam kui vesinik, osalevad sellega reaktsioonis.