2H2 + O2 ––> 2H2O
hidrojen, oksijen ve su konsantrasyonları değişen derecelerde değişir: ΔC(H2) = ΔC(H2O) = 2 ΔC(O2).
Kimyasal reaksiyonun hızı birçok faktöre bağlıdır: reaktanların doğası, konsantrasyonları, sıcaklığı, çözücünün doğası vb.
2.1.1 Kimyasal reaksiyonun kinetik denklemi. Reaksiyon sırası.
Kimyasal kinetiğin karşılaştığı görevlerden biri, herhangi bir zamanda reaksiyon karışımının bileşiminin (yani tüm reaktiflerin konsantrasyonlarının) belirlenmesidir; bunun için reaksiyon hızının konsantrasyonlara bağımlılığının bilinmesi gerekir. Genel olarak, reaktanların konsantrasyonu arttıkça kimyasal reaksiyonun hızı da artar. Kimyasal kinetik sözde dayanmaktadır. kimyasal kinetiğin temel önermesi:
Bir kimyasal reaksiyonun hızı, reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonlarının belirli güçlere göre çarpımı ile doğru orantılıdır.
Yani tepki için
aA + bB + dD + . ––> eE + .
yazılabilir:
Orantılılık katsayısı k, bir kimyasal reaksiyonun hız sabitidir. Hız sabiti sayısal olarak tüm reaktanların 1 mol/l'ye eşit konsantrasyonlarındaki reaksiyon hızına eşittir.
Reaksiyon hızının reaktanların konsantrasyonlarına bağımlılığı deneysel olarak belirlenir ve kimyasal reaksiyonun kinetik denklemi olarak adlandırılır. Açıkçası, kinetik denklemi yazabilmek için, reaksiyona giren maddelerin konsantrasyonlarındaki hız sabitinin ve üslerin değerini deneysel olarak belirlemek gerekir. Bir kimyasal reaksiyonun kinetik denkleminde (denklem (II.4) x, y ve z'de sırasıyla) her bir reaktanın konsantrasyonunun üssü, bu bileşen için reaksiyonun özel sırasıdır. Bir kimyasal reaksiyonun kinetik denklemindeki üslerin toplamı (x + y + z), reaksiyonun genel sırasını temsil eder. Reaksiyon sırasının yalnızca deneysel verilerden belirlendiği ve reaksiyon denklemindeki reaktanların stokiyometrik katsayılarıyla ilgili olmadığı vurgulanmalıdır. Bir reaksiyonun stokiyometrik denklemi bir malzeme dengesi denklemidir ve hiçbir şekilde bu reaksiyonun zaman içindeki seyrinin doğasını belirleyemez.
Kimyasal kinetikte reaksiyonları genel reaksiyon sırasının büyüklüğüne göre sınıflandırmak gelenekseldir. Sıfır, birinci ve ikinci dereceden geri dönüşü olmayan (tek taraflı) reaksiyonlar için reaktanların konsantrasyonunun zamana bağımlılığını düşünelim.
2.1.2 Sıfır dereceli reaksiyonlar
Sıfır dereceli reaksiyonlar için kinetik denklem aşağıdaki forma sahiptir:
Sıfır dereceli bir reaksiyonun hızı zaman içinde sabittir ve reaktanların konsantrasyonlarına bağlı değildir; Bu, reaktiflerin yüzeye difüzyon hızının kimyasal dönüşüm hızından daha az olduğu durumdaki birçok heterojen reaksiyon için (faz arayüzünde meydana gelen) tipik bir durumdur.
2.1.3 Birinci dereceden reaksiyonlar
Birinci derece reaksiyon A ––> B için başlangıç maddesi A'nın konsantrasyonunun zamana bağlılığını ele alalım. Birinci derece reaksiyonlar (II.6) formundaki kinetik denklem ile karakterize edilir. (II.2) ifadesini yerine koyalım:
(II.7)
(II.7) ifadesini entegre ettikten sonra şunu elde ederiz:
Entegrasyon sabiti g'yi başlangıç koşullarından belirleriz: t = 0 zamanında C konsantrasyonu, Co'nun başlangıç konsantrasyonuna eşittir. Bundan g = ln Co çıkar. Şunu elde ederiz:
Pirinç. 2.3 Birinci dereceden reaksiyonlar için konsantrasyonun logaritmasının zamana bağlılığı
Bu nedenle, birinci dereceden bir reaksiyon için konsantrasyonun logaritması doğrusal olarak zamana bağlıdır (Şekil 2.3) ve hız sabiti sayısal olarak düz çizginin eğim açısının zaman eksenine tanjantına eşittir.
Denklem (II.9)'dan tek yönlü birinci dereceden reaksiyonun hız sabiti için bir ifade elde etmek kolaydır:
Reaksiyonun bir diğer kinetik özelliği yarılanma ömrü t1/2'dir - başlangıç maddesinin konsantrasyonunun orijinaline kıyasla yarı yarıya azaldığı süre. Birinci dereceden bir reaksiyon için C = ½Co olduğunu dikkate alarak t1/2'yi ifade edelim:
(II.12)
Ortaya çıkan ifadeden de görülebileceği gibi, birinci dereceden reaksiyonun yarı ömrü, başlangıç maddesinin başlangıç konsantrasyonuna bağlı değildir.
2.1.4 İkinci dereceden reaksiyonlar
İkinci dereceden reaksiyonlar için kinetik denklem aşağıdaki forma sahiptir:
Kinetik denklemin (II.14) formuna sahip olduğu veya aynı şekilde (II.15) formundaki bir denklemde başlangıç maddelerinin konsantrasyonlarının aynı olduğu en basit durumu ele alalım; bu durumda denklem (II.14) aşağıdaki şekilde yeniden yazılabilir:
(II.16)
Değişkenlerin ayrılması ve entegrasyondan sonra şunu elde ederiz:
İntegral sabiti g, önceki durumda olduğu gibi, başlangıç koşullarından belirlenir. Şunu elde ederiz:
Bu nedenle, (II.14) formundaki kinetik denkleme sahip ikinci dereceden reaksiyonlar için, ters konsantrasyonun zamana doğrusal bağımlılığı karakteristiktir (Şekil 2.4) ve hız sabiti, eğim açısının tanjantına eşittir. zaman eksenine giden düz çizginin:
(II.20)
Pirinç. 2.4İkinci dereceden reaksiyonlar için ters konsantrasyonun zamana bağlılığı
Reaktanlar Co, A ve Co, B'nin başlangıç konsantrasyonları farklıysa, reaksiyon hızı sabiti, denklem (II.21)'in integrali alınarak bulunur; burada CA ve CB, başlangıçtan itibaren t zamanındaki reaktanların konsantrasyonlarıdır. reaksiyonun:
(II.21)
Bu durumda hız sabiti için şu ifadeyi elde ederiz:
2. Reaksiyonun kinetik denklemini yazın: 2H2 + O2 = 2H2O. 3. Sıcaklık katsayısı 3 olup sıcaklık 30 derece artırılırsa reaksiyon hızı kaç kat artar? 4. Sıcaklık 40 derece arttığında reaksiyon hızı 16 kat artar. Sıcaklık katsayısını belirleyin.
Resim 12 “Reaksiyon Hızı” sunumundan“Reaksiyonlar” konulu kimya dersleri içinBoyutlar: 960 x 720 piksel, format: jpg. Kimya dersine ait ücretsiz bir resim indirmek için görsele sağ tıklayın ve “Resmi farklı kaydet…” seçeneğine tıklayın. Derste resimleri görüntülemek için ayrıca tüm resimlerle birlikte “Reaction Speed.ppt” sunumunun tamamını zip arşivinde ücretsiz olarak indirebilirsiniz. Arşiv boyutu 15 KB'tır.
Sunuyu indirTepkiler
“Reaksiyon hızı” - Hızı etkileyen faktörler. Neyi inceledik? Reaktiflerin konsantrasyonunun etkisi (homojen sistemler için) 3. sıra. Sıcaklık. Reaksiyonların hızını ne belirler? 2. Reaksiyonun kinetik denklemini yazın: 2H2 + O2 = 2H2O. Katalizörlerin veya inhibitörlerin varlığı. Problem çözme. Katalizörler ve kataliz.
“Maddelerin kütlesinin korunumu yasası” - 1673. Maddelerin kütlesinin korunumu kanunu. Dizin. İndeks, bir maddenin formül birimindeki atom sayısını gösterir. Boyle gibi Rus bilim adamı da mühürlü imbiklerde deneyler yaptı. 1789 Kazıbek bi adını taşıyan 36 numaralı genel ortaokul. Robert Boyle. Katsayı. 5n2o. 1748 Kimyasal formül. Dersin hedefleri: Eğitici - Maddelerin kütlesinin korunumu yasasını deneysel olarak kanıtlamak.
“Radyoaktif dönüşümler” - Tarihin kilometre taşları. Hayır, başlangıçtaki radyoaktif çekirdeklerin sayısıdır. t– bozunma süresi. Radyoaktif bozunma yasası. Deneyim. Yarı ömür nedir? T-yarı ömür. Rutherford'un araştırması. Kurallardan sonuç. Radyoaktif bir maddenin atomları kendiliğinden değişikliklere tabidir. Radyoaktivite araştırmalarının arka planı.
“Kimyasal reaksiyonlar pratik çalışması” - PPG. H2 – Gaz, renksiz, kokusuz, havadan hafif. 4) Siyah CuO kırmızıya döner, test tüpünün duvarlarında H2O oluşur. Test tüpleri. 2) Saf H2 donuk bir patlamayla patlar, H2 yabancı maddelerle - havlama sesiyle patlar. 3kcns+feci3=3kci+fe(cns)3 değişimi. AI+HCI. Cu. Zn+H2SO4 = ZnSO4+H2 Değişimi. Alkol lambası. Kimyasal reaksiyon belirtileri gözlendi.
“Reaksiyonlar” - Koku görünümü. Kimyasal reaksiyonlarla ilgili temel fikirleri verin. Gaz tahliyesi. Ekipman: Çözeltiler - hidroklorik asit ve kireç suyu, bir parça mermer. Ev ödevlerini kontrol ediyorum. Karmaşık maddelere örnekler verir misiniz? Kimyanın insan yaşamındaki rolü. Tortu oluşumu. Isının salınması veya emilmesi.
“Elektrolitik ayrışma teorisi” - Tüm basit maddeler, tüm oksitler ve bazı asitler, bazlar ve tuzlar. Svante Arrhenius. Çözeltilerdeki maddeler. İyonik ve kovalent polar bağları olan maddeler. Elektrolitik ayrışma teorisi (ED). TED'in II konumu. Kovalent bağa sahip maddeler: Su dipollerinin yönelimi? Hidrasyon? iyonizasyon? ayrışma.
Toplamda 28 sunum var
Su (hidrojen oksit), H2O kimyasal formülüne sahip ikili inorganik bir bileşiktir. Bir su molekülü, kovalent bir bağ ile bağlanan iki hidrojen atomu ve bir oksijen atomundan oluşur.
Hidrojen peroksit.
Fiziksel ve kimyasal özellikler
Suyun fiziksel ve kimyasal özellikleri H2O moleküllerinin kimyasal, elektronik ve uzaysal yapısı tarafından belirlenir.
H20 molekülündeki H ve O atomları sırasıyla +1 ve -2 olmak üzere kararlı oksidasyon durumlarındadır; bu nedenle su belirgin oksitleyici veya indirgeyici özellikler sergilemez. Lütfen dikkat: metal hidritlerde hidrojen -1 oksidasyon durumundadır.
H 2 O molekülü köşeli bir yapıya sahiptir. H-O bağları oldukça polardır. O atomunda aşırı negatif yük, H atomunda ise aşırı pozitif yük vardır. Genel olarak H2O molekülü polardır, yani. dipol. Bu, suyun iyonik ve polar maddeler için iyi bir çözücü olduğu gerçeğini açıklamaktadır.
H ve O atomlarında aşırı yüklerin yanı sıra O atomlarındaki yalnız elektron çiftlerinin varlığı, su molekülleri arasında hidrojen bağlarının oluşmasına neden olur ve bunun sonucunda birleşerek birleşirler. Bu ortakların varlığı anormal derecede yüksek m.p. değerlerini açıklamaktadır. vb. su.
Hidrojen bağlarının oluşumunun yanı sıra, H2O moleküllerinin birbirleri üzerindeki karşılıklı etkisinin sonucu, onların kendi kendine iyonlaşmasıdır:
Bir molekülde, polar O-H bağında heterolitik bir bölünme meydana gelir ve salınan proton, başka bir molekülün oksijen atomuna bağlanır. Ortaya çıkan hidronyum iyonu H3O+, esasen hidratlanmış bir hidrojen iyonu H+ H20'dur, dolayısıyla su için kendi kendine iyonlaşma denklemi aşağıdaki şekilde basitleştirilmiştir:
H 2 O ↔ H + + OH -
Suyun ayrışma sabiti son derece küçüktür:
Bu, suyun çok az miktarda iyonlara ayrıştığını ve dolayısıyla ayrışmamış H2O moleküllerinin konsantrasyonunun neredeyse sabit olduğunu gösterir:
Saf suda [H + ] = [OH - ] = 10 -7 mol/l. Bu, suyun çok zayıf bir amfoterik elektrolit olduğu ve ne asidik ne de bazik özellikleri belirgin ölçüde göstermediği anlamına gelir.
Ancak suyun, içinde çözünen elektrolitler üzerinde güçlü bir iyonlaştırıcı etkisi vardır. Su dipollerinin etkisi altında, çözünmüş maddelerin moleküllerindeki polar kovalent bağlar iyonik olanlara dönüşür, iyonlar hidratlanır, aralarındaki bağlar zayıflar, bu da elektrolitik ayrışmaya neden olur. Örneğin:
HCl + H 2 O - H 3 O + + Cl -
(güçlü elektrolit)
(veya hidrasyonu hesaba katmadan: HCl → H + + Cl -)
CH3COOH + H2O ↔ CH3COO - + H + (zayıf elektrolit)
(veya CH3COOH ↔ CH3COO - + H +)
Brønsted-Lowry asit ve baz teorisine göre bu işlemlerde su, bir bazın (proton alıcısı) özelliklerini sergiler. Aynı teoriye göre su, örneğin amonyak ve aminlerle reaksiyonlarda asit (proton donörü) görevi görür:
NH3 + H20 ↔ NH4 + + OH -
CH3NH2 + H20 ↔ CH3NH3 + + OH -
Su içeren redoks reaksiyonları
I. Suyun oksitleyici madde rolü oynadığı reaksiyonlar
Bu reaksiyonlar yalnızca su moleküllerinde bulunan hidrojen iyonlarını serbest hidrojene indirgeyebilen güçlü indirgeyici maddelerle mümkündür.
1) Metallerle etkileşim
a) Normal koşullar altında H 2 O yalnızca boşlukla etkileşime girer. ve alkali toprak. metaller:
2Na + 2H + 2 Ö = 2NaOH + H 0 2
Ca + 2H + 2 Ö = Ca(OH)2 + H 0 2
b) Yüksek sıcaklıklarda H 2 O diğer bazı metallerle reaksiyona girer, örneğin:
Mg + 2H + 2 O = Mg(OH)2 + H 0 2
3Fe + 4H + 2 Ö = Fe 2 Ö 4 + 4H 0 2
c) Al ve Zn, alkalilerin varlığında H2'yi sudan uzaklaştırır:
2Al + 6H + 2 O + 2NaOH = 2Na + 3H 0 2
2) Düşük EO'ya sahip metal olmayanlarla etkileşim (reaksiyonlar zorlu koşullar altında meydana gelir)
C + H + 2 O = CO + H 0 2 (“su gazı”)
2P + 6H + 2 Ö = 2HPO3 + 5H02
Alkalilerin varlığında silikon hidrojeni sudan uzaklaştırır:
Si + H + 2 Ö + 2NaOH = Na 2 Si03 + 2H 0 2
3) Metal hidritlerle etkileşim
NaH + H + 2 Ö = NaOH + H 0 2
CaH2 + 2H + 2 Ö = Ca(OH)2 + 2H 0 2
4) Karbon monoksit ve metan ile etkileşim
CO + H + 2 O = CO 2 + H 0 2
2CH4 + Ö2 + 2H + 2 Ö = 2CO2 + 6H0 2
Reaksiyonlar endüstriyel olarak hidrojen üretmek için kullanılır.
II. Suyun indirgeyici ajan rolü oynadığı reaksiyonlar
Bu reaksiyonlar yalnızca suyun bir parçası olan oksijen CO CO-2'yi serbest oksijen O2'ye veya peroksit anyonları 2-'ye oksitleyebilen çok güçlü oksitleyici maddelerle mümkündür. İstisnai bir durumda (F2 ile reaksiyonda), co ile oksijen oluşur. +2.
1) Flor ile etkileşim
2F 2 + 2H 2 Ö -2 = Ö 0 2 + 4HF
2F2 + H20-2 = O +2 F2 + 2HF
2) Atomik oksijenle etkileşim
H 2 Ö -2 + Ö = H 2 Ö - 2
3) Klor ile etkileşim
Yüksek T'de tersinir bir reaksiyon meydana gelir
2Cl 2 + 2H 2 O -2 = O 0 2 + 4HCl
III. Molekül içi oksidasyon reaksiyonları - suyun indirgenmesi.
Elektrik akımının veya yüksek sıcaklığın etkisi altında su, hidrojen ve oksijene ayrışabilir:
2H + 2 Ö -2 = 2H 0 2 + Ö 0 2
Termal ayrışma tersine çevrilebilir bir süreçtir; Suyun termal ayrışma derecesi düşüktür.
Hidrasyon reaksiyonları
I. İyonların hidrasyonu. Elektrolitlerin sulu çözeltilerde ayrışması sırasında oluşan iyonlar belirli sayıda su molekülünü bağlar ve hidratlanmış iyonlar halinde bulunur. Bazı iyonlar su molekülleriyle o kadar güçlü bağlar oluşturur ki, bunların hidratları yalnızca çözelti halinde değil aynı zamanda katı halde de bulunabilir. Bu, CuS04 5H 2 O, FeS04 7H 2 O, vb. gibi kristalli hidratların yanı sıra su kompleksleri: CI 3, Br 4, vb. oluşumunu açıklar.
II. Oksitler hidrasyonu
III. Çoklu bağ içeren organik bileşiklerin hidrasyonu
Hidroliz reaksiyonları
I. Tuzların hidrolizi
Tersinir hidroliz:
a) tuz katyonuyla
Fe3+ + H20 = FeOH2+ + H+; (asidik ortam. pH
b) tuz anyonuna göre
C032- + H20 = HCO3- + OH-; (alkali ortam. pH > 7)
c) tuzun katyonu ve anyonu ile
NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O = NH 4 OH + CH 3 COOH (nötr ortama yakın)
Geri dönüşü olmayan hidroliz:
Al 2 S 3 + 6H 2 Ö = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
II. Metal karbürlerin hidrolizi
Al 4 C3 + 12H 2 Ö = 4Al(OH) 3 ↓ + 3CH4 netan
CaC2 + 2H20 = Ca(OH)2 + C2H2 asetilen
III. Silisitlerin, nitritlerin, fosfitlerin hidrolizi
Mg2Si + 4H2O = 2Mg(OH)2 ↓ + SiH4 silan
Ca3N2 + 6H20 = ZCa(OH)2 + 2NH3 amonyak
Cu 3 P 2 + 6H 2 O = 3Сu(OH) 2 + 2РН 3 fosfin
IV. Halojenlerin hidrolizi
Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO
Br2 + H2O = HBr + HBrO
V. Organik bileşiklerin hidrolizi
Organik madde sınıfları |
Hidroliz ürünleri (organik) |
Haloalkanlar (alkil halojenürler) |
|
Aril halojenürler |
|
Dihaloalkanlar |
Aldehitler veya ketonlar |
Metal alkolatlar |
|
Karboksilik asit halojenürler |
Karboksilik asitler |
Karboksilik asit anhidritler |
Karboksilik asitler |
Karboksilik asitlerin kompleks eterleri |
Karboksilik asitler ve alkoller |
Gliserol ve daha yüksek karboksilik asitler |
|
Di- ve polisakkaritler |
Monosakkaritler |
Peptitler ve proteinler |
α-Amino asitler |
Nükleik asitler |
|
§3. Reaksiyon denklemi ve nasıl yazılır
Etkileşim hidrojenİle oksijen Sir Henry Cavendish'in tespit ettiği gibi suyun oluşumuna yol açar. Nasıl beste yapılacağını öğrenmek için bu basit örneği kullanalım kimyasal reaksiyon denklemleri.
Ne çıkıyor hidrojen Ve oksijen, bunu zaten biliyoruz:
H 2 + Ö 2 → H 2 Ö
Şimdi kimyasal reaksiyonlarda kimyasal elementlerin atomlarının yok olmadığını, yoktan ortaya çıkmadığını, birbirine dönüşmediğini, ancak yeni kombinasyonlarla birleştirin, yeni moleküller oluşturuyor. Bu, bir kimyasal reaksiyonun denkleminde her türden aynı sayıda atomun bulunması gerektiği anlamına gelir. önce reaksiyonlar ( sol eşittir işaretinden) ve sonrasında reaksiyonun sonu ( sağda eşittir işaretinden), şöyle:
2H2 + Ö2 = 2H2Ö
İşte bu reaksiyon denklemi - Madde formülleri ve katsayılar kullanılarak devam eden bir kimyasal reaksiyonun koşullu kaydı.
Bu, verilen reaksiyonda şu anlama gelir: iki ben hidrojen ile reaksiyona girmelidir bir köstebek oksijen ve sonuç şu olacak: iki ben su.
Etkileşim hidrojenİle oksijen- hiç de basit bir süreç değil. Bu elementlerin oksidasyon durumlarında bir değişikliğe yol açar. Bu tür denklemlerde katsayıları seçmek için genellikle " elektronik Denge".
Hidrojen ve oksijenden su oluştuğunda bu şu anlama gelir: hidrojen oksidasyon durumunu değiştirdi 0 önce +ben, A oksijen- itibaren 0 önce −II. Bu durumda birçoğu hidrojen atomlarından oksijen atomlarına geçmiştir. (N) elektronlar:
Hidrojen veren elektronlar burada görev yapar indirgen madde ve oksijen kabul eden elektronlar oksitleyici ajan.
Oksitleyici ajanlar ve indirgeyici ajanlar
Şimdi elektron verme ve alma süreçlerinin ayrı ayrı nasıl göründüğünü görelim. Hidrojen"Soyguncu" oksijenle tanışan tüm varlıklarını kaybeder - iki elektron ve oksidasyon durumu eşit olur +ben:
N 2 0 - 2 e− = 2Н +I
Olmuş oksidasyon yarı reaksiyon denklemi hidrojen.
Ve haydut... oksijen Ç2 Talihsiz hidrojenden son elektronları alan, yeni oksidasyon durumundan çok memnun -II:
O2+4 e− = 2O −II
Bu indirgeme yarı reaksiyon denklemi oksijen.
Hem "haydut"un hem de "kurbanının" kimyasal bireyselliklerini kaybettiklerini ve basit maddelerden - iki atomlu moleküllere sahip gazlardan - yapıldığını eklemeye devam ediyor. H2 Ve Ç2 yeni bir kimyasal maddenin bileşenlerine dönüştü - su H20.
Ayrıca şu şekilde akıl yürüteceğiz: İndirgeyici ajan, oksitleyici hayduta ne kadar elektron verdiyse, o kadar çok elektron aldı. İndirgeyici ajanın bağışladığı elektronların sayısı, oksitleyici ajanın kabul ettiği elektronların sayısına eşit olmalıdır..
Yani bu gerekli elektron sayısını eşitle birinci ve ikinci yarı reaksiyonlarda. Kimyada, yarı reaksiyon denklemlerini yazmanın aşağıdaki geleneksel şekli kabul edilir:
2 N 2 0 − 2 e− = 2Н +I |
|
1 Ö 2 0 + 4 e− = 2O −II |
Burada küme parantezinin solundaki 2 ve 1 sayıları verilen ve alınan elektron sayısının eşit olmasını sağlamaya yardımcı olacak faktörlerdir. Yarı reaksiyon denklemlerinde 2 elektron verildiğini ve 4 elektronun kabul edildiğini dikkate alalım.Alınan ve verilen elektron sayısını eşitlemek için en küçük ortak kat ve ek faktörleri bulun. Bizim durumumuzda en küçük ortak kat 4'tür. Hidrojen için ek çarpanlar 2 (4: 2 = 2) ve oksijen için - 1 (4: 4 = 1) olacaktır.
Ortaya çıkan çarpanlar gelecekteki reaksiyon denkleminin katsayıları olarak görev yapacak:
2H 2 0 + Ö 2 0 = 2H 2 +I O −II
Hidrojen oksitler sadece buluşurken değil oksijen. Hidrojene yaklaşık olarak aynı şekilde etki ederler. flor F2, bir halojen ve bilinen bir "soyguncu" ve görünüşte zararsız azot N 2:
H 2 0 + F 2 0 = 2H +I F −I |
3H 2 0 + N 2 0 = 2N −III H3 +I |
Bu durumda ortaya çıkıyor hidrojen florid HF veya amonyak NH3.
Her iki bileşikte de oksidasyon durumu hidrojen eşit olur +ben, çünkü diğer insanların elektronik eşyaları için "açgözlü", yüksek elektronegatifliğe sahip molekül ortakları ediniyor - flor F Ve azot N. sen azot Elektronegatiflik değeri üç geleneksel birime eşit kabul edilir ve florür Genel olarak tüm kimyasal elementler arasında en yüksek elektronegatiflik dört birimdir. Dolayısıyla zavallı hidrojen atomunu herhangi bir elektronik ortamdan mahrum bırakmaları şaşılacak bir şey değil.
Ancak hidrojen Belki eski haline getirmek- elektronları kabul edin. Bu, hidrojenden daha düşük elektronegatifliğe sahip alkali metaller veya kalsiyumun onunla reaksiyona girmesi durumunda meydana gelir.
