Добавлен: 11.01.2024
Просмотров: 163
Скачиваний: 2
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
3 Mg + 8 НNO3 (конц.) = 3 Mg(NO3)2 + 2 NО↑ + 4 Н2О
4 Mg + 10 НNO3 (разб.) = 4 Mg(NO3)2 + N2О↑ + 5 Н2О
4 Mg + 10 НNO3 (оч. разб.) = 4 Mg(NO3)2 + NН4NO3 + 3 Н2О
Бериллий концентрированными серной и азотной кислотами пассивируется. Из всех s-элементов только бериллий обладает амфотерными свойствами и поэтому растворяется в кислотах и в щелочах:
Ве + 2 НС1 = ВеС12 + Н2↑
Ве + 2 NaOH + 2 H2O = Na2[Be(OH)4] + Н2↑
Биологическая роль и токсичность. В организме человека натрий находится в виде его растворимых солей (хлорида, фосфата, гидрокарбоната). В организм человека натрий поступает в основном в виде поваренной соли. За один год человек съедает около 3 кг хлорида натрия. При изменении содержания натрия в организме происходит нарушение функций нервной, сердечнососудистой и других систем. Непрерывное избыточное потребление NаСl способствует появлению гипертонии.
Комплексные соединения магния и кальция играют важную роль в жизнедеятельности растений и живых организмов. Магний входит в состав многих ферментативных систем, а кальций является главным компонентом костной ткани. Входя в состав различных ферментативных систем, ион магния является их незаменимым компонентом. Щелочные и щелочноземельные металлы относятся к взрыво- и пожароопасным веществам. [7,12]
2.2. p-элементы.
ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА. p-блок в периодической таблице элементов — электронная оболочка атомов, валентные электроны которых с наивысшей энергией занимают p-орбиталь. В p-блок входят последние шесть групп главной подгруппы, исключая гелий (который находится в s-блоке). Данный блок содержит все неметаллы (исключая водород и гелий) и полуметаллы, а также некоторые металлы. p-блок содержит в себе элементы, которые имеют различные свойства, как физические, так и механические. p-неметаллы — это, как правило, высокореакционные вещества, имеющие сильную электроотрицательность, p-металлы — умеренно активные металлы, причём их активность повышается к низу таблицы химических элементов. [10]
БОР. Основной минерал - бура - Na2B4O7. Бор неметалл, типичные степени окисления +3 и -3, получают восстановлением его оксида магнием:
B2O3 + 3Mg = 2B + 3MgO
Растворяется в кислотах-окислителях, но солей подобно Al, Ga, In, Tl не образует, а превращается в борную кислоту:
2В + 3H2SO4конц. = 2H3BO3 + 3SO2; B + 3HNO3конц. = H3BO3 + 3NO2
При нагревании бор реагирует с кислородом, галогенами, серой, азотом, образуя соответственно B2O3, BCl3, B2S3, BN, а с водородом - бороводороды В2Н6 - диборан, В4Н10 - тетраборан.
АЛЮМИНИЙ. Распространенность в земной коре - 9%. Единственный природный изотоп - 27Al13. Почти весь алюминий сосредоточен в алюмосиликатах. Алюминий - серебристо-белый металл, легко проводит электрический ток, образует сплавы с другими металлами. Характерная степень окисления +3. Довольно активный металл и вступает во множество реакций. Однако, на воздухе покрыт прочной оксидной пленкой (Al2O3), которая не удаляется при механической обработке и нагревании, что придает стойкость изделиям из алюминия к внешним воздействиям.
Химические свойства алюминия:
1. Взаимодействие с кислородом. Защитная пленка препятствует окислению на воздухе. Но при тонком измельчении и устранении оксидной пленки (погружением в горячую щелочь) алюминий сгорает с ослепительным блеском (∆H = -1676 кДж/моль), с образованием оксида алюминия, а в присутствии воды - гидроксида алюминия:
4Al + 3O2 = 2Al2O3; 4Al + 3O2 + 6H2O = 4Al(OH)3
2. Элемент активно реагирует с неметаллами, сгорая в атмосфере фтора и хлора, соединяясь с бромом, йодом, серой, азотом, фосфором, углеродом при нагревании. С водородом прямо не взаимодействует и гидриды типа (AlH3)n получают косвенным путем.
3. При нагревании алюминий (лишенный оксидной пленки) образует с водой оксид алюминия, а без нагревания - гидроксид алюминия:
2Al + 3H2O = Al2O3 + 3H2 (реакция идёт при нагревании);
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2
5. Алюминий вытесняет из растворов солей менее активные металлы:
Al + 3CuCl2 = 3Cu + 2AlCl3
6. Алюминий растворяется в кислотах-неокислителях с выделением водорода (в фосфорной и уксусной кислоте растворяется при нагревании).
2Al + 3H2SO4разб. = Al2(SO4)3 + 3H2
7. Алюминий пассивируется концентрированными H2SO4 и HNO3, поэтому эти кислоты можно хранить в алюминиевой таре, но реагирует с разбавленной азотной кислотой.
8. Алюминий растворяется в щелочах с выделением водорода.
2Al + 2KOH + 6H2O = 2K[Al(OH)4] + 3H2;
9. Алюминий растворяется в растворах окислителей и сплавляется с окислителями:
10Al + 6KMnO4 + 24H2SO4 = 5Al2(SO4)3 + 3K2SO4 + 6MnSO4 + 24H2O
УГЛЕРОД. Природный углерод имеет 2 стабильных изотопа: 12С6 - 98,9%, 13С6 - 1,1%. Известны и радиоактивные изотопы. В литосфере углерода - 0,35%. В свободном состоянии углерод образует месторождения графита, алмазов. Много углерода имеется в составе углей, нефти, природного газа, минералов - известняка (CaCO3), магнезита (MgCO3), малахита - (CuOH)2CO3. В воздухе углерод присутствует в виде СО2.
Химические свойства:
Химические свойства углерода обычно рассматриваются на примере графита или углей, поскольку алмаз химически неактивен. Углерод малоактивное вещество и в реакции вступает при нагревании или поджигании, что связано с затратами энергии для разрушения кристаллической решетки.
1. Взаимодействие с водородом происходит при высокой температуре и
наличии катализатора (Ni):
C + 2H2 = CH4
2. Взаимодействие с кислородом. При сгорании углей образуется
диоксид углерода (СО2). Реакция экзотермична (∆H = -395 кДж/моль), хотя и требует инициации (поджигания). Если не хватает кислорода то часть несгоревшего угля взаимодействует с диоксидом углерода, образуя монооксид углерода. Для предотвращения образования токсического угарного газа, сжигание угля нужно вести в избытке кислорода:
C + O2 = CO2; С + СО2 = 2СО (угарный газ)
3. Углерод непосредственно взаимодействует только с фтором. Соединения с хлором, бромом, йодом получают косвенным путем:
С + 2F2 = CF4
4. Углерод при нагревании соединяется с серой и азотом:
C + 2S = CS2 (сероуглерод) (реакция идёт при нагревании)
Сероуглерод является хорошим растворителем жиров, смол, лаков.
5. При высокой температуре углерод образует с металлами карбиды:
2C + Ca = CaC2
В карбидах углерод может иметь степени окисления, не отвечающие обычным представлениям.
6. При нагревании углерод окисляется азотной и конц. серной кислотами, хотя на холоду устойчив к действию этих и других кислот.
Применение углерода:
1. Сажу используют как наполнитель при производстве резины и как типографскую краску.
2. Соединения углерода - каменный уголь, природный газ, нефть - топливо.
3. Восстановитель в металлургии.
4. Адсорбент.
АЗОТ. Изотопы: 14N7 - 99,6%, 15N7 - 0,4%. Азот самый распространенный газ атмосферы (78 об. %). В земной коре азота мало и большая часть содержится в виде органических соединений, из минералов известны селитры.
Физические свойства азота:
Газ без цвета и запаха, плохо растворим в воде (до 1.5%). Молекула азота (N2) необычайно прочна. Для разрыва связей требуются большие затраты энергии - ∆H = -946 кДж/моль. Поэтому молекулярный азот малоактивное вещество, подобное инертным газам. Он не взаимодействует с водой, галогенами, серой, углеродом, фосфором, щелочами, азотной, соляной и серной кислотой. Азот применяется для получения аммиака и создания инертной среды.
Химические свойства азота:
1. Взаимодействие с водородом;
2. Образование нитридов;
3. Взаимодействие с кислородом происходит при очень высокой
температуре;
4. При нагревании азота с карбидом кальция или коксом образуется цианамид кальция или дициан:
СаС2 + N2 = C + CaCN2 (цианамид Ca); 2С + N2 = (CN)2 (дициан)
Азотные удобрения:
1. Минеральные: твердые - селитры (нитраты натрия, калия, аммония), мочевина (СО(NH2)2), жидкие - аммиачная вода, жидкий аммиак.
2. Органические: навоз, компост, птичий помет.
3. Зеленые: растения, содержащие клубеньковые бактерии (бобовые) накапливают в почве азот.
ФОСФОР: Единственный стабильный изотоп - 15P . Существуют искусственные радиoактивные изотопы. На внешнем уровне атом фосфора имеет 5 электронов - 3s23p3, из которых три электрона не спарены. Типичные степени окисления +3, +5 и -3, реже +1. Важнейшие минералы - фосфорит - Ca3(PO4)2, апатит - 3Ca3(PO4)2.
Аллотропические модификации. Белый фосфор - белое кристаллическое вещество, получают охлаждением паров фосфора. Светится в темноте, воспламеняется на воздухе, ядовит. Имеет молекулярную кристаллическую решетку, напоминающую таковую у алмаза, в узлах решетки расположены тетраэдрические молекулы Р4. Красный фосфор - темно-малиновый порошок, нерастворим в воде, не светится в темноте, не самовоспламеняется. Имеет полимерное строение - бесконечная цепь молекул Р4. Получают нагреванием белого фосфора при 400°C. Черный фосфор напоминает графит, имеет слоистую кристаллическую решетку, полупроводник. Получают нагреванием красного фосфора при 200°С под давлением 1200 атм.
Химические свойства фосфора:
1. Взаимодействие с водородом происходит при высокой температуре и наличии катализаторов, но водородные соединения фосфора чаще получают косвенным путем (растворением фосфора в щелочах, гидролизом фосфидов).
2. Взаимодействие с кислородом. При недостатке кислорода образуется оксид фосфора (III), а при его избытке - оксид фосфора (V). Белый фосфор загорается без поджигания и продолжает гореть под водой. Фосфор используют в поджигательных смесях - напалм и т.д.).
3. Взаимодействие с галогенами. С фтором и хлором реакция идет непосредственно, а с бромом и йодом - при нагревании.
4. Фосфор при нагревании соединяется с серой, но не взаимодействует с азотом и углеродом:
2P + 3S = P2S3; 2P + 5S = P2S5
5. Взаимодействие с металлами происходит при нагревании:
3Сa + 2P = Ca3P2
6. Фосфор легко окисляется азотной кислотой и другими окислителями, но не взаимодействует с соляной кислотой, разбавленной серной кислотой:
3P + 5HNO3разб. + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO
Применение фосфора:
1. Производство спичек (красный фосфор)
2. Производство поджигательных смесей (белый фосфор).
3. Производство фосфорорганических веществ.
КИСЛОРОД. Самый распространенный на Земле элемент - 47,2% от массы земной коры, 21% объема атмосферы. В земной коре кислород находится преимущественно в виде воды, карбонатов и силикатов горных пород. Кислород широко распространен в живых организмах.
Физические и химические свойства молекулярного кислорода:
Молекулярный кислород - газ с низкой температурой кипения (-183°C) и плавления (-219°C). В воде растворяется плохо - до 3 объемных %.
Кислород - один из самых активных неметаллов и образует соединения со всеми элементами кроме гелия, неона и аргона. Он не взаимодействует с золотом, платиной и галогенами, хотя кислородные соединения галогенов можно получить косвенным путем. Кислород не
реагирует с сильными кислотами, щелочами, водой. Во всех своих реакциях кислород выступает в роли окислителя (кроме взаимодействия со фтором).
1. Взаимодействие с водородом. Смесь кислорода и водорода в темноте сохраняется неограниченно долго, но при нагревании, электрическом разряде взрывается:
2H2 + O2 = 2H2O
2. Взаимодействие с другими неметаллами. Большинство неметаллов горят в атмосфере кислорода, однако реакция с азотом требует нагревания до 3000°С. Инертные газы и галогены (исключая фтор) непосредственно с кислородом не взаимодействуют и их кислородные соединения получают косвенным путем.
3. Взаимодействие с металлами. Все металлы кроме золота и платины дают оксиды или пероксиды. Активные металлы сгорают в атмосфере
4 Mg + 10 НNO3 (разб.) = 4 Mg(NO3)2 + N2О↑ + 5 Н2О
4 Mg + 10 НNO3 (оч. разб.) = 4 Mg(NO3)2 + NН4NO3 + 3 Н2О
Бериллий концентрированными серной и азотной кислотами пассивируется. Из всех s-элементов только бериллий обладает амфотерными свойствами и поэтому растворяется в кислотах и в щелочах:
Ве + 2 НС1 = ВеС12 + Н2↑
Ве + 2 NaOH + 2 H2O = Na2[Be(OH)4] + Н2↑
Биологическая роль и токсичность. В организме человека натрий находится в виде его растворимых солей (хлорида, фосфата, гидрокарбоната). В организм человека натрий поступает в основном в виде поваренной соли. За один год человек съедает около 3 кг хлорида натрия. При изменении содержания натрия в организме происходит нарушение функций нервной, сердечнососудистой и других систем. Непрерывное избыточное потребление NаСl способствует появлению гипертонии.
Комплексные соединения магния и кальция играют важную роль в жизнедеятельности растений и живых организмов. Магний входит в состав многих ферментативных систем, а кальций является главным компонентом костной ткани. Входя в состав различных ферментативных систем, ион магния является их незаменимым компонентом. Щелочные и щелочноземельные металлы относятся к взрыво- и пожароопасным веществам. [7,12]
2.2. p-элементы.
ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА. p-блок в периодической таблице элементов — электронная оболочка атомов, валентные электроны которых с наивысшей энергией занимают p-орбиталь. В p-блок входят последние шесть групп главной подгруппы, исключая гелий (который находится в s-блоке). Данный блок содержит все неметаллы (исключая водород и гелий) и полуметаллы, а также некоторые металлы. p-блок содержит в себе элементы, которые имеют различные свойства, как физические, так и механические. p-неметаллы — это, как правило, высокореакционные вещества, имеющие сильную электроотрицательность, p-металлы — умеренно активные металлы, причём их активность повышается к низу таблицы химических элементов. [10]
БОР. Основной минерал - бура - Na2B4O7. Бор неметалл, типичные степени окисления +3 и -3, получают восстановлением его оксида магнием:
B2O3 + 3Mg = 2B + 3MgO
Растворяется в кислотах-окислителях, но солей подобно Al, Ga, In, Tl не образует, а превращается в борную кислоту:
2В + 3H2SO4конц. = 2H3BO3 + 3SO2; B + 3HNO3конц. = H3BO3 + 3NO2
При нагревании бор реагирует с кислородом, галогенами, серой, азотом, образуя соответственно B2O3, BCl3, B2S3, BN, а с водородом - бороводороды В2Н6 - диборан, В4Н10 - тетраборан.
АЛЮМИНИЙ. Распространенность в земной коре - 9%. Единственный природный изотоп - 27Al13. Почти весь алюминий сосредоточен в алюмосиликатах. Алюминий - серебристо-белый металл, легко проводит электрический ток, образует сплавы с другими металлами. Характерная степень окисления +3. Довольно активный металл и вступает во множество реакций. Однако, на воздухе покрыт прочной оксидной пленкой (Al2O3), которая не удаляется при механической обработке и нагревании, что придает стойкость изделиям из алюминия к внешним воздействиям.
Химические свойства алюминия:
1. Взаимодействие с кислородом. Защитная пленка препятствует окислению на воздухе. Но при тонком измельчении и устранении оксидной пленки (погружением в горячую щелочь) алюминий сгорает с ослепительным блеском (∆H = -1676 кДж/моль), с образованием оксида алюминия, а в присутствии воды - гидроксида алюминия:
4Al + 3O2 = 2Al2O3; 4Al + 3O2 + 6H2O = 4Al(OH)3
2. Элемент активно реагирует с неметаллами, сгорая в атмосфере фтора и хлора, соединяясь с бромом, йодом, серой, азотом, фосфором, углеродом при нагревании. С водородом прямо не взаимодействует и гидриды типа (AlH3)n получают косвенным путем.
3. При нагревании алюминий (лишенный оксидной пленки) образует с водой оксид алюминия, а без нагревания - гидроксид алюминия:
2Al + 3H2O = Al2O3 + 3H2 (реакция идёт при нагревании);
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2
5. Алюминий вытесняет из растворов солей менее активные металлы:
Al + 3CuCl2 = 3Cu + 2AlCl3
6. Алюминий растворяется в кислотах-неокислителях с выделением водорода (в фосфорной и уксусной кислоте растворяется при нагревании).
2Al + 3H2SO4разб. = Al2(SO4)3 + 3H2
7. Алюминий пассивируется концентрированными H2SO4 и HNO3, поэтому эти кислоты можно хранить в алюминиевой таре, но реагирует с разбавленной азотной кислотой.
8. Алюминий растворяется в щелочах с выделением водорода.
2Al + 2KOH + 6H2O = 2K[Al(OH)4] + 3H2;
9. Алюминий растворяется в растворах окислителей и сплавляется с окислителями:
10Al + 6KMnO4 + 24H2SO4 = 5Al2(SO4)3 + 3K2SO4 + 6MnSO4 + 24H2O
УГЛЕРОД. Природный углерод имеет 2 стабильных изотопа: 12С6 - 98,9%, 13С6 - 1,1%. Известны и радиоактивные изотопы. В литосфере углерода - 0,35%. В свободном состоянии углерод образует месторождения графита, алмазов. Много углерода имеется в составе углей, нефти, природного газа, минералов - известняка (CaCO3), магнезита (MgCO3), малахита - (CuOH)2CO3. В воздухе углерод присутствует в виде СО2.
Химические свойства:
Химические свойства углерода обычно рассматриваются на примере графита или углей, поскольку алмаз химически неактивен. Углерод малоактивное вещество и в реакции вступает при нагревании или поджигании, что связано с затратами энергии для разрушения кристаллической решетки.
1. Взаимодействие с водородом происходит при высокой температуре и
наличии катализатора (Ni):
C + 2H2 = CH4
2. Взаимодействие с кислородом. При сгорании углей образуется
диоксид углерода (СО2). Реакция экзотермична (∆H = -395 кДж/моль), хотя и требует инициации (поджигания). Если не хватает кислорода то часть несгоревшего угля взаимодействует с диоксидом углерода, образуя монооксид углерода. Для предотвращения образования токсического угарного газа, сжигание угля нужно вести в избытке кислорода:
C + O2 = CO2; С + СО2 = 2СО (угарный газ)
3. Углерод непосредственно взаимодействует только с фтором. Соединения с хлором, бромом, йодом получают косвенным путем:
С + 2F2 = CF4
4. Углерод при нагревании соединяется с серой и азотом:
C + 2S = CS2 (сероуглерод) (реакция идёт при нагревании)
Сероуглерод является хорошим растворителем жиров, смол, лаков.
5. При высокой температуре углерод образует с металлами карбиды:
2C + Ca = CaC2
В карбидах углерод может иметь степени окисления, не отвечающие обычным представлениям.
6. При нагревании углерод окисляется азотной и конц. серной кислотами, хотя на холоду устойчив к действию этих и других кислот.
Применение углерода:
1. Сажу используют как наполнитель при производстве резины и как типографскую краску.
2. Соединения углерода - каменный уголь, природный газ, нефть - топливо.
3. Восстановитель в металлургии.
4. Адсорбент.
АЗОТ. Изотопы: 14N7 - 99,6%, 15N7 - 0,4%. Азот самый распространенный газ атмосферы (78 об. %). В земной коре азота мало и большая часть содержится в виде органических соединений, из минералов известны селитры.
Физические свойства азота:
Газ без цвета и запаха, плохо растворим в воде (до 1.5%). Молекула азота (N2) необычайно прочна. Для разрыва связей требуются большие затраты энергии - ∆H = -946 кДж/моль. Поэтому молекулярный азот малоактивное вещество, подобное инертным газам. Он не взаимодействует с водой, галогенами, серой, углеродом, фосфором, щелочами, азотной, соляной и серной кислотой. Азот применяется для получения аммиака и создания инертной среды.
Химические свойства азота:
1. Взаимодействие с водородом;
2. Образование нитридов;
3. Взаимодействие с кислородом происходит при очень высокой
температуре;
4. При нагревании азота с карбидом кальция или коксом образуется цианамид кальция или дициан:
СаС2 + N2 = C + CaCN2 (цианамид Ca); 2С + N2 = (CN)2 (дициан)
Азотные удобрения:
1. Минеральные: твердые - селитры (нитраты натрия, калия, аммония), мочевина (СО(NH2)2), жидкие - аммиачная вода, жидкий аммиак.
2. Органические: навоз, компост, птичий помет.
3. Зеленые: растения, содержащие клубеньковые бактерии (бобовые) накапливают в почве азот.
ФОСФОР: Единственный стабильный изотоп - 15P . Существуют искусственные радиoактивные изотопы. На внешнем уровне атом фосфора имеет 5 электронов - 3s23p3, из которых три электрона не спарены. Типичные степени окисления +3, +5 и -3, реже +1. Важнейшие минералы - фосфорит - Ca3(PO4)2, апатит - 3Ca3(PO4)2.
Аллотропические модификации. Белый фосфор - белое кристаллическое вещество, получают охлаждением паров фосфора. Светится в темноте, воспламеняется на воздухе, ядовит. Имеет молекулярную кристаллическую решетку, напоминающую таковую у алмаза, в узлах решетки расположены тетраэдрические молекулы Р4. Красный фосфор - темно-малиновый порошок, нерастворим в воде, не светится в темноте, не самовоспламеняется. Имеет полимерное строение - бесконечная цепь молекул Р4. Получают нагреванием белого фосфора при 400°C. Черный фосфор напоминает графит, имеет слоистую кристаллическую решетку, полупроводник. Получают нагреванием красного фосфора при 200°С под давлением 1200 атм.
Химические свойства фосфора:
1. Взаимодействие с водородом происходит при высокой температуре и наличии катализаторов, но водородные соединения фосфора чаще получают косвенным путем (растворением фосфора в щелочах, гидролизом фосфидов).
2. Взаимодействие с кислородом. При недостатке кислорода образуется оксид фосфора (III), а при его избытке - оксид фосфора (V). Белый фосфор загорается без поджигания и продолжает гореть под водой. Фосфор используют в поджигательных смесях - напалм и т.д.).
3. Взаимодействие с галогенами. С фтором и хлором реакция идет непосредственно, а с бромом и йодом - при нагревании.
4. Фосфор при нагревании соединяется с серой, но не взаимодействует с азотом и углеродом:
2P + 3S = P2S3; 2P + 5S = P2S5
5. Взаимодействие с металлами происходит при нагревании:
3Сa + 2P = Ca3P2
6. Фосфор легко окисляется азотной кислотой и другими окислителями, но не взаимодействует с соляной кислотой, разбавленной серной кислотой:
3P + 5HNO3разб. + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO
Применение фосфора:
1. Производство спичек (красный фосфор)
2. Производство поджигательных смесей (белый фосфор).
3. Производство фосфорорганических веществ.
КИСЛОРОД. Самый распространенный на Земле элемент - 47,2% от массы земной коры, 21% объема атмосферы. В земной коре кислород находится преимущественно в виде воды, карбонатов и силикатов горных пород. Кислород широко распространен в живых организмах.
Физические и химические свойства молекулярного кислорода:
Молекулярный кислород - газ с низкой температурой кипения (-183°C) и плавления (-219°C). В воде растворяется плохо - до 3 объемных %.
Кислород - один из самых активных неметаллов и образует соединения со всеми элементами кроме гелия, неона и аргона. Он не взаимодействует с золотом, платиной и галогенами, хотя кислородные соединения галогенов можно получить косвенным путем. Кислород не
реагирует с сильными кислотами, щелочами, водой. Во всех своих реакциях кислород выступает в роли окислителя (кроме взаимодействия со фтором).
1. Взаимодействие с водородом. Смесь кислорода и водорода в темноте сохраняется неограниченно долго, но при нагревании, электрическом разряде взрывается:
2H2 + O2 = 2H2O
2. Взаимодействие с другими неметаллами. Большинство неметаллов горят в атмосфере кислорода, однако реакция с азотом требует нагревания до 3000°С. Инертные газы и галогены (исключая фтор) непосредственно с кислородом не взаимодействуют и их кислородные соединения получают косвенным путем.
3. Взаимодействие с металлами. Все металлы кроме золота и платины дают оксиды или пероксиды. Активные металлы сгорают в атмосфере