YÜKSEK TÜRK ! SENİN İÇİN YÜKSEKLİĞİN HUDUDU YOKTUR. İŞTE PAROLA BUDUR.

YÜKSELTGENME-İNDİRGENME REAKSİYONLARI Yrd. Doç. Dr. Ahmet Emin ÖZTÜRK

Örnek­lerde, karışıklığı önlemek amacıyla tepkimeye girenlerin ve ürünlerin fiziksel hali yazılmayacaktır. Ayrıca H3O+ veya H+ (aq) yerine H + sim­gesi kullanılacaktır.

Yükseltgenme; oksijenle birleşme, oksidasyon, Bir atomun yükseltgenme sayısının matematiksel olarak arttığı bir işlem İndirgenme; oksijenin ayrılması, redüksiyon, Bir atomun yükseltgenme sayısının matematiksel olarak azaldığı bir işlem

Her atomun yükseltgenme sayısı o atomun simgesinin üzerine yazılır. +4 –2 O2 S SO2 S atomunun yükseltgenme sayısı 0 dan +4 e arttığından S yük­seltgenmiştir. O atomunun yükseltgenme sayısı 0 dan -2 ye düştü­ğünden oksijen indirgenmiştir.

Aşağıdaki tepkimede ise hiç bir atomun yükseltgenme sayısı değişmediğinden yükseltgenme-indirgenme yoktur. +4 –2 +1 –2 +1 +4 –2 H2SO3 SO2 H2O

Ne yükseltgenme ne de indirgenme kendi kendine meydana geleme­z Yükseltgenme sayısındaki toplam artış, yükselt­genme sayısındaki toplam azalmaya eşit olmalıdır

Hiçbir madde bir diğer madde yükseltgenmedikçe indirgenemeye­ceğinden indirgenen madde, yükseltgenmeden sorumludur. Bu nedenle bu maddeye yükseltgeme maddesi veya yükseltgen denir. İki işlem bir­birine bağımlı olduğundan kendisi yükseltgenen maddeye indirgeme maddesi veya indirgen denir. +4 –2 S O2 SO2 Yükseltgenen İndirgenen İndirgen Yükseltgen

1 2 Yükseltgenme-indirgenme tepkimelerin denkleştirilmesi Yükseltgenme sayıları yöntemi İyon-elektron yöntemidir. 1 2

Yükseltgenme sayıları yöntemi

1 Tüm atomların yükseltgenme sayıları bulunur. 2 Yükseltgenen ve indirgenen atomlar tespit edilir. 3 Yükseltgenen atomların verdiği elektron sayısı belirlenir. 4 İndirgenen atomların aldığı elektron sayısı belirlenir. 5 Alınan ve verilen elektron sayıları uygun katsayılar kullanılarak eşitlenir. 6 Diğer atomların sayıları uygun katsayılar kullanılarak eşitlenir.

HNO3 H2S NO S H2O

1 Atomların yükseltgenme sayıları bulunur. +1 +5 –2 +1 –2 +2 –2 +1 –2 HNO3 H2S NO S H2O Azot indirgenmiş (+ 5 den, + 2 ye; 3 azalmış) Kükürt yükseltgenmiş (-2 den 0 a, 2 artmış).

Yükseltgenme sayısındaki toplam artış ve toplam azalışın birbirine eşit olması için denkleme katsayılar ilave edilir. 2 3x2=6 +5 +2 2 HNO3 3 H2S 2 NO 3 S H2O –2 2x3=6

Bu yöntem yalnızca yükseltgenme sayısı değişen maddeleri denkleştirir. 3 Denkleştirme işlemi sınama-yanılma ile tamamlanır. Bu örnekte kullanılan yöntem H2O nun katsayısı için bir değer ver­mez. Bununla birlikte denklemin solunda 8 H atomu olduğunu görürüz. H2O nun katsayısını 4 yazarak denklemin sağında da aynı sayıda H ato­mu olmasını sağlayabiliriz. 2 HNO3 3 H2S 2 NO 3 S 4 H2O

Son olarak denkleştirilmiş denklemin her iki tarafında her atom­dan aynı sayıda olup olmadığı kontrol edilir ve işlem böylece tamamlanmış olur. 4 2 HNO3 3 H2S 2 NO 3 S 4 H2O Reaktant Ürün H 2+6 8 N 2 O 6 2+4 S 3

Yükseltgenme-sayısı yöntemi, yalnızca iyonların ve moleküllerin gösterildiği net iyonik denklemlerin denkleştirilmesinde de kullanıla­bilir. H2O I2 ClO3 ¯ IO3 ¯ Cl ¯ H+

K+ iyonu tepkimede yer almadığından denklemde gösterilmemiştir 1 -1-(+5)= - 6 +1 –2 +5 –2 +5 –2 –1 +1 H2O I2 ClO3 ¯ IO3 ¯ Cl ¯ H+ +5-(0)=+5 2x5 = +10

2 6 ve 10 nun en küçük ortak katı 30 dur. Bu nedenle tepkimede, 3I2 mo­lekülü (toplam 30 artış) ve 5 ClO3 iyonu (toplam 30 azalma) bu­lunmalıdır. Bundan sonra IO3ˉ ve Clˉ nin katsayıları bulunur. H2O 3 I2 5 ClO3 ¯ 6 IO3 ¯ 5 Cl ¯ H+ Katsayı yalnızca I ve Cl atomu sayılarını eşitlemek için kullanılmıştır.

3 Solda 15 oksijen atomu, sağda ise 18 ok­sijen atomu bulunur. Sol tarafa gerekli 3 oksijen atomu 3 H2O molekülünden sağlanır. H2O moleküllerindeki hidrojen atomları­nı denkleştirmek için H+ nın katsayısı 6 olmalıdır. 3 H2O 3 I2 5 ClO3 ¯ 6 IO3 ¯ 5 Cl ¯ 6 H+

- 5 -5 Reaktant Ürün H 6 O 3+15 18 I Cl 5 Reaktant Ürün Yük 0+0+(-5) 4 3 H2O 3 I2 5 ClO3 ¯ 6 IO3 ¯ 5 Cl ¯ 6 H+ Reaktant Ürün H 6 O 3+15 18 I Cl 5 İyonik bir denklem kütle denkliği kadar yük denkliğini de gös­termelidir. Reaktant Ürün Yük 0+0+(-5) (-6)+(-5)+(+6) Toplam Yük - 5 -5

İyon – elektron yöntemi

Elektron alış-verişi ile olan tepkimeler de yükseltgenme-indirgenme tepkimelerine örnektir.

Sodyum ve klor arasındaki tep­kimede, sodyum atomu değerlik elektronunu klora verir. ¯ +1 –1 2 Na Cl2 2 Na+ 2 Cl ¯ Elektron kaybı bir tür yükseltgenme, elektron kazancı ise bir tür indirgenmedir. Bu denklem yarım tepkimeleri gösteren iki kıs­mi denkleme ayrılabilir. Yükseltgenme 2 Na 2 Na+ 2 e ¯ İndirgenme 2 Cl2 2 Cl ¯ e ¯

1 Ana denklem, H2O, H+ ve OH‾ nin gösterilmediği iki yarı tepkimeye ayrılır. 2 Gerekli katsayılar kullanılarak H ve O haricindeki atomların sayıları eşitlenir. 3 Ortamın asidik yada bazik oluşuna göre H ve O sayıları eşitlenir. 4 Yük denkliğini sağlamak üzere gerekli tarafa elektron/elektronlar eklenir. Denklemler belli katsayılarla çarpılarak, alınan-verilen elektron sayıları eşitlenir. 5 İki denklem taraf tarafa toplanarak ana denklem yeniden elde edilir. 6

İyon-elektron yöntemi ile asidik çözeltide gerçekle­şen tepkimeler için : Önce O in eksik olduğu tarafa, her oksijen için bir H2O eklenir. Sonra H in eksik olduğu tarafa, her hidrojen için bir H+ eklenir. Bu işlemde sıra önemlidir.

İyon-elektron yöntemi ile bazik çözeltide gerçekle­şen tepkimeler için : O in eksik olduğu tarafa , her oksijen için 2 tane OH¯ , karşı tarafa bir H2O eklenir. H in eksik olduğu tarafa , her hidrojen için bir H2O, karşı tarafa 1 tane OH¯ eklenir. Bu işlemde sıra önemli değildir.

Cr2O72 ¯ Cr3+ Cl ¯ Cl2 Asidik çözeltide gerçekleşen bir tepkime

Cr2O72 ¯ Cl ¯ Cr3+ Cl2 (Bu denkleştirilmemiş ifadede H2O ve H+ gösterilmemiştir. ) 1 Yarım tepkimeler için iki kısmi iskelet denklem yazılır. Kısmi denklemlerin merkez elementleri (H ve O dışındaki elementler) denkleştirilir. Cr2O72 ¯ 2 Cr3+ 2 Cl ¯ Cl2

2 Bu adımda H ve O atomları denkleştirilir. Tepkime asidik çö­zeltide gerçekleştiğinden, gerekli olan yerlere H2O ve H+ yazı­lır. O atomlarının eksik olduğu tarafa H2O yazılır. Hidrojen ise H + eklenerek denkleştirilir. 14 H+ Cr2O72 ¯ 2 Cr3+ 7 H2O 2 Cl ¯ Cl2

Bu adımda kısmi denklemler elektriksel olarak denk­leştirilir. 3 Birinci kısmi denklemin sol tarafında net +12 yük [(+14 + ( 2)], sağ tarafında ise net +6 yük vardır. Buna göre sol tarafa altı elektron eklenmelidir [+12 + ( 6) = +6]. Bu şekilde her iki tarafındaki net yük 6 + olacaktır. 6 14 H+ Cr2O72 ¯ 2 Cr3+ 7 H2O e ¯ İkinci kısmi denklem ise sağ tarafa 2 elektronun eklenmesi ile denkleştirilir. 2 Cl ¯ Cl2 2 e ¯

4 Kazanılan elektron sayısı, kaybedilen elektron sayısına eşit ol­malıdır. Bu yüzden ikinci kısmi denklemin 3 le çarpılması ge­rekir. 6 14 H+ Cr2O72 ¯ 2 Cr3+ 7 H2O e ¯ 6 Cl ¯ 3 Cl2 6 e ¯

5 İki kısmi denklemin taraf tarafa toplanmasıyla denkleştirilmiş son denklem el­de edilir. 14 H+ Cr2O72 ¯ 6 Cl ¯ 2 Cr3+ 3 Cl2 7 H2O Toplama sırasında elektronlar birbirini götürmelidir.

Reaktant Ürün H 14 Cr 2 O 7 Cl 6 Yük 14+(-2)+(-6) 6+0+0 Toplam Yük + 6 ¯ 6 Cl ¯ 2 Cr3+ 3 Cl2 7 H2O Reaktant Ürün H 14 Cr 2 O 7 Cl 6 Yük 14+(-2)+(-6) 6+0+0 Toplam Yük + 6

Mn2+ MnO4 ¯ As4O6 H3AsO4 Asidik çözeltide gerçekleşen bir tepkime

MnO4 ¯ As4O6 Mn2+ H3AsO4 1 Denklem iki kısmi iskelet denkleme ayrılır. Merkez atomlar denkleştirilir. Mn2+ MnO4 ¯ As4O6 4 H3AsO4 2 Kısmi denklemler H+ ve H2O ek­lenerek kütlece eşitlenir. 8 H+ MnO4 ¯ Mn2+ 4 H2O 10 H2O As4O6 4 H3AsO4 8 H+

3 Net yükleri denkleştirmek için elektronlar eklenir. Mn2+ 5 8 H+ MnO4 ¯ 4 H2O e ¯ 10 H2O As4O6 4 H3AsO4 8 H+ 8 e ¯ 4 Kaybedilen elektron sayısının, kazanılan elektron sayısına eşit olması için birinci kısmi denklem 8 ile ve ikinci kısmi denklem 5 ile çarpılmalıdır. 40 64 H+ 8 MnO4 ¯ 8 Mn2+ 32 H2O e ¯ 50 H2O 5 As4O6 20 H3AsO4 40 H+ 40 e ¯

4 Bu iki kısmi denklem taraf tarafa toplanarak en küçük tam sayılarla denkleştirilmiş net denklem elde edilir. 18 H2O 24 H+ 8 MnO4 ¯ 8 Mn2+ 5 As4O6 20 H3AsO4

Reaktant Ürün H 36+24 60 O 18+32+30 80 Mn 8 As 20 Yük 0+24+(- 8)+0 MnO4 ¯ 5 As4O6 8 Mn2+ 20 H3AsO4 Reaktant Ürün H 36+24 60 O 18+32+30 80 Mn 8 As 20 Yük 0+24+(- 8)+0 16+0 Toplam Yük + 16

N2H4 MnO2 MnO4 ¯ N2 Bazik çözeltide gerçekleşen bir tepkime Bazik çözeltilerde oluşan tepkimeleri denkleştirmek için H+ kullanılamaz.

1 Denklem iki kısmi denkleme ayrılır. MnO4 ¯ MnO2 N2H4 N2 2 Bazik çözeltilerde gerçekleşen tepkimelerde oksijen ve hidrojeni denkleştirmek için OH¯ ve H2O kullanılır. Birinci kısmi denklemde sağ tarafta 2 oksijen atomu eksik­tir. 2 H2O MnO4 ¯ MnO2 4 OH ¯ İkinci kısmi denklemde sağ tarafta dört hidrojen atomu eksiktir. 4 OH ¯ N2H4 N2 4 H2O

3 Yük denkliğini sağlamak için elektronlar eklenir. MnO2 3 2 H2O MnO4 ¯ 4 OH ¯ e ¯ 4 OH ¯ N2H4 N2 4 H2O 4 e ¯ 4 3 ve 4 ün en küçük ortak katı 12 dir. Buna uygun olarak elektron sayısı eşitlenir. 8 H2O 4 MnO4 ¯ 4 MnO2 12 16 OH ¯ e ¯ 12 OH ¯ 3 N2H4 3 N2 12 H2O 12 e ¯

- 4 Reaktant Ürün Mn 4 O 16 8+4+4 N 6 H 12 8+4 Yük (- 4)+0 0+0+0+(- 4) 5 Kısmi denklemler, elektronlarda olduğu gibi OH ¯ iyonları ve H2O molekülleri de birbirlerini sadeleştirecek şekilde toplanır ve son denklem elde edilir. 4 MnO4 ¯ 3 N2H4 4 MnO2 3 N2 4 H2O 4 OH ¯ Reaktant Ürün Mn 4 O 16 8+4+4 N 6 H 12 8+4 Yük (- 4)+0 0+0+0+(- 4) Toplam Yük - 4

Br2 BrO3 ¯ Br ¯ Bazik çözeltide gerçekleşen bir tepkime Bu tepkimede aynı madde yani Br2 hem yükseltgenmekte hem de in­dirgenmektedir. Bu tür tepkimeler, disproporsiyon veya oto yükseltgen­me-indirgenme (kendi kendine yükseltgenme-indirgenme) tepkimeleri olarak isimlendirilir.

Br2 BrO3 ¯ Br ¯ Br2 2 BrO3 ¯ 1 Br2 2 Br ¯ 12 OH ¯ Br2 2 BrO3 ¯ 6 H2O 2 Br2 2 Br ¯ 12 OH ¯ Br2 2 BrO3 ¯ 6 H2O 10 e ¯ 3 2 Br2 2 Br ¯ e ¯

4 12 OH ¯ Br2 2 BrO3 ¯ 6 H2O 10 e ¯ 10 5 Br2 10 Br ¯ e ¯ 5 12 OH ¯ 6 Br2 2 BrO3 ¯ 10 Br ¯ 6 H2O Bu denklemin bütün katsayıları 2 ile bölünebilece­ğinden katsayılar alabilecekleri en küçük değere düşürülmelidir. 6 OH ¯ 3 Br2 BrO3 ¯ 5 Br ¯ 3 H2O 6 1 5 ¯ ¯ ¯ Yük Denkliği 6 6 ¯ ¯

Yarım tepkimeler tek başlarına gerçekleşmeyeceklerinden kısmi denk­lemler tam bir kimyasal değişmeyi göstermez. İki yarım tepkimenin farklı elektrotlarda oluştuğu elektrokimyasal pillerde bile, her iki ya­rım tepkime daima aynı anda gerçekleşir.

Kısmi denklemler, bir elektrokimyasal pilde gerçekleşen yükselt­genme-indirgenme tepkimesinin oluş şeklini genel olarak göstermekle birlikte, aynı tepkime bir beherde aynı şekilde oluşmayabilir. Bu yön­tem, tepkimenin doğru mekanizmasını mutlaka veren bir yöntem ola­rak yorumlanmamalıdır. Bazen bir tepkimenin bir elektron alış-verişi (değişimi) tepkimesi olup olmadığını anlamak zordur.

+4 –2 +5 –2 +6 –2 +3 –2 SO32 ¯ ClO3 ¯ SO42 ¯ ClO2 ¯ tepkimesi bir elektron-alışverişi tepkimesine benzemektedir. Bu tepki­me bir elektrokimyasal pilde gerçekleştirilebilir ve iyon-elektron yön­temi ile denkleştirilebilir. Bununla birlikte bu tepkimenin elektron alış­verişi ile değil de doğrudan oksijen alış verişi ile (Cl03 den SO4 2 ye) olduğu gösterilmiştir.

HİDROJEN BAĞI

Bazı hidrojen içeren bileşiklerde moleküller arası çekim kuvvetle­ri olağan üstü yüksektir. Bu çekim kuvvetleri, hidrojenin atom çapı kü­çük ve çok elektronegatif olan elementlere (N, O, ve F) kovalent bağlı olduğu bile­şiklerde görülür. Bu bileşiklerde elektronegatif element bağ elektronlarını öyle kuvvetlice çeker ki hidrojen önemli miktarda kısmi pozitif yük (+) kazanır. Aslında, hidrojen elementinin perdeleyici elektronları olmadı­ğından burada hidrojen hemen hemen çıplak bir protondur.

Bir molekülün hidrojen atomu ve diğer bir molekülün elektronegatif elementinde bulunan paylaşılmamış elektron çifti birbirini çekerek bir hidrojen bağı oluşturur. Her hidrojen atomu küçük boyutlu oldu­ğundan ancak bir hidrojen bağı yapabilir. HF, H2O ve NH3 ün hidro­jen bağları noktalı çizgilerle gösterilir.

   +

TAHMİNİ VE GERÇEK KAYNAMA NOKTALARI - 200 - 100 100 oC 20 35 80 130 MA H2O HF H2Te H2Se SbH3 NH3 HI H2S AsH3 SnH4 HCl HBr PH3 GeH4 SiH4 CH4

Hidrojen bağları olan bileşiklerin alışılmamış özellikleri vardır. IV A elementlerinin hidrojen bileşikleri apolar bileşikler olup her molekülündeki merkez atomu paylaşılmamış elektron çifti içermez. CH4, SiH4, GeH4 ve SnH4 serisinde kaynama noktası moleküller ara­sı çekim kuvvetlerinin yalnızca London kuvvetleri olduğu bileşiklerde olduğu gibi, kaynama noktası molekül büyüklüğü arttıkça artar.

VA, VIA ve VIIA elementlerinin hidrür bileşiklerinde, molekülleri bir arada tu­tan London kuvvetlerine, dipol-dipol kuvvetleri de eklenir. Her üç serideki birinci üyenin (HF, H2O ve NH3) kaynama noktaları, diğer üyelerinin kaynama noktalarından çok daha yüksektir. Bu üç bi­leşikte mevcut olan hidrojen bağları moleküllerin sıvı fazdan ayrılma­sını güçleştirir. Kaynama noktaları gösterilen diğer bileşiklerde ise genellikle hidrojen bağları görülmez. Hidrojen bağlı bileşikler­de kaynama noktalarından başka, donma noktaları, buharlaşma ısıları, erime ısıları ve viskoziteleri de olağan üstü yüksektir.

Hidrojen bağları sadece aynı bileşiğin molekülleri arasında değil, bir çözeltide bulunan farklı bileşiklerin molekülleri arasında da bulu­nur. Kuvvetli hidrojen bağı oluşumu için iki şart vardır. Bu şartlar­dan birincisi, hidrojen bağı oluşumu için proton sağlayan molekülün (proton verici) yüksek polariteye sahip olmasıdır, böylece hidrojen atomu daha fazla pozitifleşecektir. Hidrojen bağlarının kuvveti, hidrojene bağlı olan atomun elektro­negatifliğindeki artışa (N < O < F) paralel olarak NH …... N < OH ..... O < FH ….. F şeklinde artmaktadır. Hidrojen atomu üzerindeki yüksek pozitif yük, başka bir moleküldeki elektron çiftini kuvvetle çe­ker. Hidrojen atomunun küçük olması da ikinci bir molekülün iyice yaklaşmasına imkan verir.

Kuvvetli hidrojen bağı oluşumu için gerekli olan şartlardan ikin­cisi ise, hidrojen bağına elektron çifti sağlayan (proton kabul eden) atomun oldukça küçük olmasıdır. Flor, oksijen ve azot bileşikleri ger­çekten etkin hidrojen bağları oluştururlar. Klor bileşikleri ise HCl nin kaynama noktasından da anlaşılacağı gibi zayıf hidrojen bağları oluşturur. Klor, azotla hemen hemen aynı elektronegatifliğe sahiptir. Bununla birlikte, klor atomu azot atomundan daha büyüktür ve klor atomunun elektron bulutu azot atomunun elektron bulutuna gö­re daha fazla yayılmıştır.

Hidrojen bağlarının suyun kaynama nokta­sı üzerine yapmış olduğu etkinin, hidrojen florürün kaynama noktası üzerine yapmış olduğu etkiden daha büyük olduğu görülür. Bu etki, OH ..... O bağı FH ….. F bağının ancak üçte ikisi ka­dar sağlam olduğu halde yine de gözlenmektedir. Ortalama olarak su­da molekül başına, HF de olanın iki katı kadar hidrojen bağı bulunur. Her su molekülünün oksijen atomu, iki hidrojen atomuna ve iki elek­tron çiftine sahiptir. Hidrojen florür molekülünde ise, flor atomunun hidrojen atomları ile bağ yapabilecek üç elektron çifti olmasına kar­şın hidrojen bağı yapabilecek sadece bir protonu vardır.

Suyun diğer özellikleri de hidrojen bağlarından fazlasıyla etkile­nir Suyun diğer özellikleri de hidrojen bağlarından fazlasıyla etkile­nir. Su molekülünde hidrojen atomlarının ve oksijen üzerinde paylaşıl­mamış elektron çiftlerinin tetrahedral düzeni, buz kristalinde hidrojen bağlarının bu şekilde düzenlenmesine ve buz kristalinin açık bir yapı göstermesine neden olur. Buz, bu nedenle oldukça düşük bir yoğunlu­ğa sahiptir. Donma noktasında, sudaki moleküller birbirlerine çok da­ha yakın olduklarından sıvı suyun yoğunluğu buzdan daha büyüktür. Bu ender rastlanan bir durumdur. Su moleküllerinin sıvı halde iken yapmış oldukları hidrojen bağlarının, buzdaki hidrojen bağları ile ay­nı uzunlukta ve düzenli bir yapı oluşturacak şekilde olmadıklarına dik­kat edilmelidir.

Buz Kristali (Wurtzit)

Su Buz

Hidrojen bağları nedeni ile oksijen, azot ve flor içeren bileşikler, su gibi hidrojen içeren çözücülerde yüksek oranda çözünürler. Bu yüz­den, amonyak ve metanol suda hidrojen bağları oluşturmak suretiyle kolayca çözünür.

Ayrıca, bazı oksijen içeren anyonlarda (örneğin sülfat iyonu, SO42) suda hidrojen bağları oluşumu ile çözünürler. S O

Aralarında dipol-dipol etkileşimleri bulunan polar moleküllerde görülen gelişigüzel dizilişler yerine, hidrojen bağları bulunan molekül1erde daha düzgün bir diziliş bulunduğunu gösteren kanıtlar vardır. Bazı durumlarda ise, bir mole­külün hidrojen atomunun diğer bir moleküle paylaşılmamış elektron çiftinin melez orbitalleri yönünde yaklaştığı kabul edilir. Bu yönlenme karakteri; buz kristalinde gözlenen tetrahedral yapıyı ve katı hidrojen florürdeki HF moleküllerinin zikzak dizilişini açıklar.

Hidrojen bağı canlı sistemlerdeki moleküllerin yapılarının ve özel­liklerinin belirlenmesinde önemli bir rol oynar. Örneğin, lifli proteinler (ipek, saç ve kasda bulunanlar gibi) hidrojen bağları ile bir arada tu­tulan yüksek molekül ağırlıklı ve uzun zincirli protein molekülleri de­metlerinden oluşur.

Deoksiribonükleik asitte (DNA) iki uzun spiral zin­cir bir çift helis (sarmal eğri) oluşturur. Bu zincirlerin alt birimleri arasındaki hidrojen bağları da yapıyı bir arada tutar.

Adenin Timin Guanin Sitozin Fosfat Deoksiriboz

DNA moleküllerinin çoğalmasını açıklayan bir teoriye göre, önce zincirler hidrojen bağlarının kopması ile ikiye ayrılır. Bundan sonra da zincir çiftinin her biri hücrede bulunan daha basit moleküllerden yeni tamamlayıcı bir zincir oluşturur. Bu durumda ana zincir yavru zinci­rin oluşumu için bir model olarak davranır. Süreç bir çift helis yerine, iki çift helisin oluşması ile son bulur.