2Н2 + О2 ––> 2Н2О

përqendrimet e hidrogjenit, oksigjenit dhe ujit ndryshojnë në shkallë të ndryshme: ΔС(Н2) = ΔС(Н2О) = 2 ΔС(О2).

Shpejtësia e një reaksioni kimik varet nga shumë faktorë: natyra e reaktantëve, përqendrimi i tyre, temperatura, natyra e tretësit, etj.

2.1.1 Ekuacioni kinetik i një reaksioni kimik. Rendi i reagimit.

Një nga detyrat me të cilat përballet kinetika kimike është të përcaktojë përbërjen e përzierjes së reaksionit (d.m.th., përqendrimet e të gjithë reaktantëve) në çdo kohë, për të cilën është e nevojshme të dihet varësia e shpejtësisë së reaksionit nga përqendrimet. Në përgjithësi, sa më i madh përqendrimi i reaktantëve, aq më i madh është shpejtësia e reaksionit kimik. Baza e kinetikës kimike është e ashtuquajtura. postulati bazë i kinetikës kimike:

Shpejtësia e një reaksioni kimik është drejtpërdrejt proporcionale me produktin e përqendrimeve të reaktantëve, të marrë në një farë mase.

dmth për reagimin

aA + bB + dD + . ––> eE + .

mund të shkruhet:

Koeficienti i proporcionalitetit k është konstanta e shpejtësisë së një reaksioni kimik. Konstanta e shpejtësisë është numerikisht e barabartë me shpejtësinë e reaksionit në përqendrimet e të gjithë reaktantëve të barabartë me 1 mol/L.

Varësia e shpejtësisë së reaksionit nga përqendrimet e reaktantëve përcaktohet në mënyrë eksperimentale dhe quhet ekuacioni kinetik i një reaksioni kimik. Natyrisht, për të shkruar ekuacionin kinetik, është e nevojshme të përcaktohet eksperimentalisht konstantja e shpejtësisë dhe eksponentë në përqendrimet e reaktantëve. Eksponenti në përqendrimin e secilës prej substancave reaguese në ekuacionin kinetik të një reaksioni kimik (në ekuacionin (II.4) përkatësisht x, y dhe z) është një rend i veçantë i reaksionit për këtë komponent. Shuma e eksponentëve në ekuacionin kinetik për një reaksion kimik (x + y + z) paraqet rendin e përgjithshëm të reaksionit. Duhet theksuar se rendi i reaksionit përcaktohet vetëm nga të dhënat eksperimentale dhe nuk lidhet me koeficientët stoikiometrikë të reaktantëve në ekuacionin e reaksionit. Ekuacioni i reaksionit stekiometrik është një ekuacion i bilancit material dhe në asnjë mënyrë nuk mund të përcaktojë natyrën e rrjedhës së këtij reaksioni në kohë.

Në kinetikën kimike, është zakon të klasifikohen reaksionet sipas rendit të përgjithshëm të reaksionit. Le të shqyrtojmë varësinë e përqendrimit të reaktantëve nga koha për reaksione të pakthyeshme (njëkahëshe) të rendit zero, të parë dhe të dytë.

2.1.2 Reaksionet e rendit zero

Për reaksionet e rendit zero, ekuacioni kinetik ka formën e mëposhtme:

Shpejtësia e një reaksioni të rendit zero është konstante në kohë dhe nuk varet nga përqendrimet e reaktantëve; kjo është karakteristikë e shumë reaksioneve heterogjene (që ndodhin në ndërfaqe) në rastin kur shpejtësia e difuzionit të reagentëve në sipërfaqe është më e vogël se shpejtësia e transformimit të tyre kimik.

2.1.3 Reaksionet e rendit të parë

Le të shqyrtojmë varësinë kohore të përqendrimit të substancës fillestare A për rastin e një reaksioni të rendit të parë A -–> B. Reaksionet e rendit të parë karakterizohen nga një ekuacion kinetik i formës (II.6). Ne zëvendësojmë shprehjen (II.2) në të:

(II.7)

Pas integrimit të shprehjes (II.7), marrim:

Konstantën e integrimit g e përcaktojmë nga kushtet fillestare: në kohën t = 0, përqendrimi С është i barabartë me përqendrimin fillestar Сo. Nga kjo rezulton se g = ln Co. Ne marrim:

Oriz. 2.3 Varësia e logaritmit të përqendrimit nga koha për reaksione të rendit të parë

Kështu, logaritmi i përqendrimit për një reaksion të rendit të parë varet në mënyrë lineare nga koha (Fig. 2.3) dhe konstanta e shpejtësisë është numerikisht e barabartë me tangjenten e pjerrësisë së drejtëzës me boshtin kohor.

Nga ekuacioni (II.9), është e lehtë të merret një shprehje për konstantën e shpejtësisë së një reaksioni njëkahësh të rendit të parë:

Një tjetër karakteristikë kinetike e reaksionit është gjysma e jetës t1 / 2 - koha gjatë së cilës përqendrimi i substancës fillestare përgjysmohet në krahasim me origjinalin. Le të shprehim t1/2 për reagimin e rendit të parë, duke marrë parasysh se С = ½Сo:

(II.12)

Siç shihet nga shprehja e përftuar, gjysma e jetës së reaksionit të rendit të parë nuk varet nga përqendrimi fillestar i materialit fillestar.

2.1.4 Reaksionet e rendit të dytë

Për reaksionet e rendit të dytë, ekuacioni kinetik ka formën e mëposhtme:

Le të shqyrtojmë rastin më të thjeshtë, kur ekuacioni kinetik ka formën (II.14) ose, çfarë është e njëjtë, në ekuacionin e formës (II.15) përqendrimet e substancave fillestare janë të njëjta; ekuacioni (II.14) në këtë rast mund të rishkruhet si më poshtë:

(II.16)

Pas ndarjes së variablave dhe integrimit, marrim:

Konstanta e integrimit g, si në rastin e mëparshëm, përcaktohet nga kushtet fillestare. Ne marrim:

Kështu, për reaksionet e rendit të dytë që kanë një ekuacion kinetik të formës (II.14), një varësi lineare e përqendrimit reciprok nga koha është karakteristike (Fig. 2.4) dhe konstanta e shpejtësisë është e barabartë me tangjentën e pjerrësisë së vija e drejtë me boshtin kohor:

(II.20)

Oriz. 2.4 Përqendrimi reciprok kundrejt kohës për reaksionet e rendit të dytë

Nëse përqendrimet fillestare të reaktantëve Co, A dhe Co, B janë të ndryshme, atëherë konstanta e shpejtësisë së reaksionit gjendet duke integruar ekuacionin (II.21), në të cilin CA dhe CB janë përqendrimet e reaktantëve në kohën t nga fillimi. e reagimit:

(II.21)

Në këtë rast, për konstantën e shpejtësisë, marrim shprehjen

2. Shkruani ekuacionin kinetik për reaksionin: 2H2 + O2 = 2H2O. 3. Sa herë do të rritet shpejtësia e reaksionit nëse koeficienti i temperaturës është 3 dhe temperatura rritet për 30 gradë? 4. Kur temperatura rritet me 40 gradë, shpejtësia e reagimit rritet me 16 herë. Përcaktoni koeficientin e temperaturës.

Foto 12 nga prezantimi "Shpejtësia e reagimit" në mësimet e kimisë me temën "Reagimet"

Përmasat: 960 x 720 pixel, formati: jpg. Për të shkarkuar një foto për një mësim kimie falas, kliko me të djathtën mbi imazhin dhe kliko "Ruaj imazhin si...". Për të shfaqur fotografitë në mësim, gjithashtu mund të shkarkoni falas të gjithë prezantimin "Reaction Speed.ppt" me të gjitha fotot në një arkivë zip. Madhësia e arkivit - 15 KB.

Shkarkoni prezantimin

Reagimet

"Shpejtësia e reagimit" - Faktorët që ndikojnë në shpejtësinë. Çfarë kemi studiuar? Ndikimi i përqendrimit të reaktantëve (për sistemet homogjene) rreshti i tretë. Temperatura. Çfarë e përcakton shpejtësinë e reaksioneve? 2. Shkruani ekuacionin kinetik për reaksionin: 2H2 + O2 = 2H2O. Prania e katalizatorëve ose inhibitorëve. Zgjidhja e problemeve. Katalizatorët dhe katalizatorët.

"Ligji i ruajtjes së masës së substancave" - ​​1673. Ligji i ruajtjes së masës së substancave. Indeksi. Indeksi tregon numrin e atomeve në njësinë e formulës së një substance. Ashtu si Boyle, shkencëtari rus bëri eksperimente në replika të mbyllura. 1789 Shkolla e mesme e përgjithshme nr. 36 me emrin Kazybek bi. Robert Boyle. Koeficient. 5n2o. 1748 Formula kimike. Objektivat e mësimit: Mësimdhënie - të vërtetohet eksperimentalisht ligji i ruajtjes së masës së substancave.

"Transformimet radioaktive" - ​​Pikat e historisë. Jo është numri i bërthamave radioaktive në momentin fillestar të kohës. t është koha e kalbjes. Ligji i zbërthimit radioaktiv. Një eksperiencë. Çfarë është një gjysmë jetë? T është gjysma e jetës. Hulumtimi i Rutherford. Konkluzioni nga rregullat. Atomet e një lënde radioaktive janë subjekt i modifikimeve spontane. Parahistoria e hulumtimit të radioaktivitetit.

"Punë praktike e reaksioneve kimike" - PPG. H2 - Gaz, pa ngjyrë, pa erë, më i lehtë se ajri. 4) CuO e zezë bëhet e kuqe, H2O formohet në muret e epruvetës. epruveta. 2) H2 i pastër shpërthen me një zhurmë të shurdhër, H2 me papastërti - një tingull leh. 3kcns+feci3=3kci+fe(cns)3 këmbim. AI+HCI. Cu. Zn+H2SO4 = ZnSO4+H2 Zëvendësim. Llamba e alkoolit. Shenjat e vërejtura të reaksioneve kimike.

"Reaksionet" - Paraqitjet e nuhatjes. Jepni një kuptim bazë të një reaksioni kimik. Lirimi i gazit. Pajisjet: Tretësira - acid klorhidrik dhe ujë gëlqeror, një copë mermeri. Kontrollimi i detyrave të shtëpisë. Jepni shembuj të substancave komplekse? Roli i kimisë në jetën e njeriut. Formimi i sedimentit. Lëshimi ose thithja e nxehtësisë.

"Teoria e disociimit elektrolitik" - Të gjitha substancat e thjeshta, të gjitha oksidet dhe n/r acidet, bazat dhe kripërat. Svante Arrhenius. Substancat në tretësirë. Substancat me lidhje jonike dhe kovalente polare. Teoria e disociimit elektrolitik (TED). Dispozita e II-të e TED. Substancat me një lidhje kovalente: Orientimi i dipoleve të ujit?hidratimi? jonizimi? shkëputje.

Në total ka 28 prezantime në temë

Uji (oksidi i hidrogjenit) është një përbërje inorganike binare me formulën kimike H 2 O. Molekula e ujit përbëhet nga dy atome hidrogjeni dhe një oksigjen, të cilët janë të ndërlidhur me një lidhje kovalente.

Peroksid hidrogjeni.

Vetite fizike dhe kimike

Vetitë fizike dhe kimike të ujit përcaktohen nga struktura kimike, elektronike dhe hapësinore e molekulave H 2 O.

Atomet H dhe O në molekulën H 2 0 janë në gjendjet e tyre të qëndrueshme të oksidimit, përkatësisht +1 dhe -2; prandaj uji nuk shfaq veti të theksuara oksiduese ose reduktuese. Ju lutemi vini re: në hidridet metalike, hidrogjeni është në gjendje oksidimi -1.

Molekula H 2 O ka një strukturë këndore. Lidhjet H-O janë shumë polare. Ka një ngarkesë negative të tepërt në atomin O, dhe ngarkesa pozitive të tepërta në atomet H. Në përgjithësi, molekula H 2 O është polare, d.m.th. dipol. Kjo shpjegon faktin se uji është një tretës i mirë për substancat jonike dhe polare.

Prania e ngarkesave të tepërta në atomet H dhe O, si dhe çiftet e pandara të elektroneve në atomet O, shkakton formimin e lidhjeve hidrogjenore midis molekulave të ujit, si rezultat i të cilave ato kombinohen në asociacione. Ekzistenca e këtyre bashkëpunëtorëve shpjegon vlerat anormalisht të larta të mp. etj kip. ujë.

Së bashku me formimin e lidhjeve hidrogjenore, rezultati i ndikimit të ndërsjellë të molekulave H 2 O mbi njëra-tjetrën është vetë-jonizimi i tyre:
në një molekulë, ndodh një thyerje heterolitike e lidhjes polare O-H dhe protoni i çliruar bashkohet me atomin e oksigjenit të një molekule tjetër. Joni i hidroksoniumit që rezulton H 3 O + është në thelb një jon hidrogjeni i hidratuar H + H 2 O, prandaj, ekuacioni i vetë-jonizimit të ujit është thjeshtuar si më poshtë:

H 2 O ↔ H + + OH -

Konstanta e disociimit të ujit është jashtëzakonisht e vogël:

Kjo tregon që uji shpërndahet shumë pak në jone, dhe për këtë arsye përqendrimi i molekulave të padisocuara H 2 O është pothuajse konstant:

Në ujë të pastër, [H + ] = [OH - ] = 10 -7 mol / l. Kjo do të thotë se uji është një elektrolit amfoterik shumë i dobët që nuk shfaq as veti acidike dhe as bazike në një shkallë të dukshme.
Megjithatë, uji ka një efekt të fortë jonizues në elektrolitet e tretura në të. Nën veprimin e dipoleve të ujit, lidhjet kovalente polare në molekulat e substancave të tretura shndërrohen në ato jonike, jonet hidraten, lidhjet midis tyre dobësohen, duke rezultuar në disociim elektrolitik. Për shembull:
HCl + H 2 O - H 3 O + + Cl -

(elektrolit i fortë)

(ose duke përjashtuar hidratimin: HCl → H + + Cl -)

CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H + (elektrolit i dobët)

(ose CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +)

Sipas teorisë Bronsted-Lowry të acideve dhe bazave, në këto procese, uji shfaq vetitë e një baze (pranuesi i protoneve). Sipas të njëjtës teori, uji vepron si një acid (dhurues i protonit) në reaksione, për shembull, me amoniak dhe aminat:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH -

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

Reaksionet redoks që përfshijnë ujin

I. Reaksionet në të cilat uji luan rolin e një agjenti oksidues

Këto reaksione janë të mundshme vetëm me agjentë të fortë reduktues, të cilët janë në gjendje të reduktojnë jonet e hidrogjenit që janë pjesë e molekulave të ujit në hidrogjen të lirë.

1) Ndërveprimi me metalet

a) Në kushte normale, H 2 O bashkëvepron vetëm me alkalin. dhe alkali-tokë. metale:

2Na + 2H + 2 O \u003d 2NaOH + H 0 2

Ca + 2H + 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 0 2

b) Në temperatura të larta, H 2 O gjithashtu reagon me disa metale të tjera, për shembull:

Mg + 2H + 2 O \u003d Mg (OH) 2 + H 0 2

3Fe + 4H + 2 O \u003d Fe 2 O 4 + 4H 0 2

c) Al dhe Zn zhvendosin H 2 nga uji në prani të alkaleve:

2Al + 6H + 2 O + 2NaOH \u003d 2Na + 3H 0 2

2) Ndërveprimi me jometalet që kanë EO të ulët (reaksionet ndodhin në kushte të vështira)

C + H + 2 O \u003d CO + H 0 2 ("gaz uji")

2P + 6H + 2 O \u003d 2HPO 3 + 5H 0 2

Në prani të alkaleve, silici zhvendos hidrogjenin nga uji:

Si + H + 2 O + 2NaOH \u003d Na 2 SiO 3 + 2H 0 2

3) Ndërveprimi me hidridet e metaleve

NaH + H + 2 O \u003d NaOH + H 0 2

CaH 2 + 2H + 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 0 2

4) Ndërveprimi me monoksidin e karbonit dhe metanin

CO + H + 2 O \u003d CO 2 + H 0 2

2CH 4 + O 2 + 2H + 2 O \u003d 2CO 2 + 6H 0 2

Reaksionet përdoren në industri për të prodhuar hidrogjen.

II. Reaksionet në të cilat uji vepron si një agjent reduktues

Këto reaksione janë të mundshme vetëm me agjentë oksidues shumë të fortë që janë të aftë të oksidojnë oksigjenin CO-2, i cili është pjesë e ujit, në çlirimin e oksigjenit O 2 ose në anionet e peroksidit 2-. Në një rast të jashtëzakonshëm (në reaksion me F 2), oksigjeni formohet me c o. +2.

1) Ndërveprimi me fluorin

2F 2 + 2H 2 O -2 \u003d O 0 2 + 4HF

2F 2 + H 2 O -2 \u003d O +2 F 2 + 2HF

2) Ndërveprimi me oksigjenin atomik

H 2 O -2 + O \u003d H 2 O - 2

3) Ndërveprimi me klorin

Në T të lartë, ndodh një reaksion i kthyeshëm

2Cl 2 + 2H 2 O -2 \u003d O 0 2 + 4HCl

III. Reaksionet e oksidimit intramolekular - reduktimi i ujit.

Nën veprimin e një rryme elektrike ose temperaturë të lartë, uji mund të dekompozohet në hidrogjen dhe oksigjen:

2H + 2 O -2 \u003d 2H 0 2 + O 0 2

Zbërthimi termik është një proces i kthyeshëm; shkalla e zbërthimit termik të ujit është e ulët.

Reaksionet e hidratimit

I. Hidratimi i joneve. Jonet e formuara gjatë shpërbërjes së elektroliteve në tretësirat ujore bashkojnë një numër të caktuar molekulash uji dhe ekzistojnë në formën e joneve të hidratuar. Disa jone formojnë lidhje aq të forta me molekulat e ujit, saqë hidratet e tyre mund të ekzistojnë jo vetëm në tretësirë, por edhe në gjendje të ngurtë. Kjo shpjegon formimin e hidrateve kristalore si CuSO4 5H 2 O, FeSO 4 7H 2 O etj., si dhe të komplekseve akua: CI 3 , Br 4 , etj.

II. Hidratimi i oksideve

III. Hidratimi i përbërjeve organike që përmbajnë lidhje të shumta

Reaksionet e hidrolizës

I. Hidroliza e kripërave

Hidroliza e kthyeshme:

a) sipas kationit të kripës

Fe 3+ + H2O \u003d FeOH 2+ + H +; (mjedis acid. pH

b) nga anioni i kripës

CO 3 2- + H 2 O \u003d HCO 3 - + OH -; (mjedis alkalik. pH > 7)

c) nga kationi dhe nga anioni i kripës

NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O \u003d NH 4 OH + CH 3 COOH (mjedis afër neutralit)

Hidroliza e pakthyeshme:

Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 ↓ + 3H 2 S

II. Hidroliza e karbiteve të metaleve

Al 4 C 3 + 12H 2 O \u003d 4Al (OH) 3 ↓ + 3CH 4 netan

CaC 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + C 2 H 2 acetilen

III. Hidroliza e silicideve, nitrideve, fosfideve

Mg 2 Si + 4H 2 O \u003d 2Mg (OH) 2 ↓ + SiH 4 silan

Ca 3 N 2 + 6H 2 O \u003d ZCa (OH) 2 + 2NH 3 amoniak

Cu 3 P 2 + 6H 2 O \u003d ZCu (OH) 2 + 2PH 3 fosfinë

IV. Hidroliza e halogjeneve

Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO

Br 2 + H 2 O \u003d HBr + HBrO

V. Hidroliza e përbërjeve organike

Klasat e substancave organike	Produktet e hidrolizës (organike)
Halogjenalkanet (alkil halide)
Aril halidet
Dihaloalkanet	Aldehidet ose ketonet
Alkoolatet e metaleve
Halidet e acidit karboksilik	acidet karboksilike
Anhidridet e acideve karboksilike	acidet karboksilike
Esteret e acideve karboksilike	Acidet karboksilike dhe alkoolet
	Glicerinë dhe acide më të larta karboksilike
Di- dhe polisaharidet	Monosakaridet
Peptidet dhe proteinat	α-aminoacide
Acidet nukleike

§3. Ekuacioni i reagimit dhe si të shkruhet

Ndërveprim hidrogjeni Me oksigjen, siç vendosi Sir Henry Cavendish, çon në formimin e ujit. Le të përdorim këtë shembull të thjeshtë për të mësuar se si të shkruajmë ekuacionet e reaksioneve kimike.
Çfarë vjen nga hidrogjeni dhe oksigjen, ne tashmë e dimë:

H 2 + O 2 → H 2 O

Tani marrim parasysh që atomet e elementeve kimike në reaksionet kimike nuk zhduken dhe nuk shfaqen nga asgjëja, nuk kthehen në njëri-tjetrin, por kombinohen në kombinime të reja për të formuar molekula të reja. Kjo do të thotë se në ekuacionin e reaksionit kimik të atomeve të secilit lloj duhet të ketë të njëjtin numër para reagimet ( majtas nga shenja e barabartë) dhe pas fundi i reagimit ( në të djathtë nga shenja e barabartë), si kjo:

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O

Kjo është ajo që është ekuacioni i reaksionit - regjistrim i kushtëzuar i një reaksioni kimik të vazhdueshëm duke përdorur formulat e substancave dhe koeficientët.

Kjo do të thotë se në reagimin e mësipërm dy nishane hidrogjeni duhet të reagojë me nga një nishan oksigjen, dhe rezultati do të jetë dy nishane ujë.

Ndërveprim hidrogjeni Me oksigjen- një proces aspak i thjeshtë. Ajo çon në një ndryshim në gjendjet e oksidimit të këtyre elementeve. Për të zgjedhur koeficientët në ekuacione të tilla, zakonisht përdoret metoda " bilanc elektronik".

Kur uji formohet nga hidrogjeni dhe oksigjeni, kjo do të thotë se hidrogjeni ndryshoi gjendjen e oksidimit nga 0 para +I, a oksigjen- nga 0 para −II. Në të njëjtën kohë, disa (n) elektronet:

Këtu shërbejnë elektronet dhuruese të hidrogjenit agjent reduktues, dhe elektronet që pranojnë oksigjen - agjent oksidues.

Agjentët oksidues dhe reduktues

Tani le të shohim se si duken veçmas proceset e dhënies dhe marrjes së elektroneve. Hidrogjeni, pasi u takua me "grabitësit" - oksigjeni, humbet të gjithë pronën e tij - dy elektrone, dhe gjendja e tij e oksidimit bëhet e barabartë me +I:

H 2 0 − 2 e− = 2Н + I

Ndodhi ekuacioni i gjysmëreaksionit të oksidimit hidrogjeni.

Dhe banditi oksigjen Rreth 2, pasi ka marrë elektronet e fundit nga hidrogjeni fatkeq, është shumë i kënaqur me gjendjen e tij të re të oksidimit -II:

O 2 + 4 e− = 2O −II

atë ekuacioni i gjysmëreaksionit të reduktimit oksigjen.

Mbetet të shtojmë se si "banditi" dhe "viktima" e tij kanë humbur identitetin e tyre kimik dhe nga substancat e thjeshta - gazrat me molekula diatomike. H 2 dhe Rreth 2 shndërruar në përbërës të një substance të re kimike - ujë H 2 O.

Më tej, do të argumentojmë si më poshtë: sa elektrone i dha reduktuesi banditit oksidues, aq sa mori ai. Numri i elektroneve të dhuruara nga agjenti reduktues duhet të jetë i barabartë me numrin e elektroneve të pranuara nga agjenti oksidues..

Kështu që ju duhet barazojnë numrin e elektroneve në gjysmëreaksionin e parë dhe të dytë. Në kimi, forma e mëposhtme e kushtëzuar e shkrimit të ekuacioneve të gjysmëreaksioneve pranohet:

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

Këtu, numrat 2 dhe 1 në të majtë të kllapës kaçurrelë janë faktorë që do të ndihmojnë të sigurohet që numri i elektroneve të dhëna dhe të marra të jetë i barabartë. Marrim parasysh se në ekuacionet e gjysmëreaksioneve jepen 2 elektrone dhe pranohen 4. Për të barazuar numrin e elektroneve të marra dhe të dhëna gjenden shumëfishi më pak i zakonshëm dhe faktorë shtesë. Në rastin tonë, shumëfishi më i vogël i zakonshëm është 4. Faktorët shtesë do të jenë 2 për hidrogjenin (4: 2 = 2), dhe për oksigjenin - 1 (4: 4 = 1)
Shumëzuesit rezultues do të shërbejnë si koeficientë të ekuacionit të reagimit të ardhshëm:

2H 2 0 + O 2 0 \u003d 2H 2 + I O -II

Hidrogjeni të oksiduara jo vetëm kur takohen oksigjen. Përafërsisht i njëjti efekt në hidrogjen dhe fluorin F2, halogjen dhe "grabitësi" i famshëm, dhe në dukje i padëmshëm azotit N 2:

H 2 0 + F 2 0 = 2H + I F -I

3H 2 0 + N 2 0 \u003d 2N -III H 3 + I

Kjo rezulton në fluori i hidrogjenit HF ose amoniaku NH3.

Në të dy komponimet, gjendja e oksidimit hidrogjeni bëhet e barabartë +I, sepse ai merr partnerë në molekulë "të pangopur" për të mirën elektronike të dikujt tjetër, me elektronegativitet të lartë - fluorin F dhe azotit N. Në azotit vlera e elektronegativitetit konsiderohet e barabartë me tre njësi konvencionale, dhe y fluorin në përgjithësi, elektronegativiteti më i lartë midis të gjithë elementëve kimikë është katër njësi. Pra, nuk është çudi që ata e lënë atomin e varfër të hidrogjenit pa asnjë mjedis elektronik.

Por hidrogjeni ndoshta rivendos- pranojnë elektronet. Kjo ndodh nëse në reaksion me të marrin pjesë metalet alkali ose kalciumi, në të cilin elektronegativiteti është më i vogël se ai i hidrogjenit.