Home ⇒ 👍Хімія ⇒ Натрій

Натрій

Натрій – елемент 3-го періоду і IA-групи Періодичної системи, порядковий номер 11. Електронна формула атома [10Ne] 3s1, ступеня окислення + I і 0. Має малу електронегативність (0,93), проявляє тільки металеві (основні) властивості. Утворює (як катіон) численні солі і бінарні сполуки. Майже всі солі натрію добре розчинні у воді.

У природі – п’ятий за хімічною поширеності елемент (другий серед металів), зустрічається тільки у вигляді сполук. Життєво важливий елемент для всіх організмів.

Натрій, катіон натрію та його сполуки забарвлюють полум’я газового пальника в яскраво-жовтий колір (якісне виявлення).

Натрій Na. Сріблясто-білий метал, легкий, м’який (ріжеться ножем), Низкоплавкий. Зберігають натрій в гасі. З ртуттю утворює рідкий сплав – амальгаму (до 0,2% Na).

Вельми реакційноздатні, у вологому повітрі натрій повільно покривається гідроксидною плівкою і втрачає блиск (тьмяніє):

Натрій хімічно активний, сильний відновник. Запалюється на повітрі при помірному нагріванні (> 250 ° C), реагує з неметалами:

2Na + O2 = Na2O2 2Na + H2 = 2NaH

2Na + Cl2 = 2NaCl 2Na + S = Na2S

6Na + N2 = 2Na3N 2Na + 2C = Na2C2

Дуже бурхливо і з великим екзо – ефектом натрій реагує з водою:

2Na + 2H2O = 2NaOH + Н2 ^ + 368 кДж

Від теплоти реакції шматочки натрію розплавляються в кульки, які починають безладно рухатися через виділення Н2. Реакція супроводжується різкими клацаннями внаслідок вибухів гримучого газу (Н2 + O2). Розчин забарвлюється фенолфталеїном в малиновий колір (лужне середовище).

В ряді напруг натрій коштує значно лівіше водню, з розбавлених кислот HCl і H2SO4 витісняє водень (за рахунок Н2О і Н +).

Отримання натрію в промисловості:

(Див. Також нижче отримання NaOH).

Натрій застосовується для отримання Na2O2, NaOH, NaH, а також в органічному синтезі. Розплавлений натрій служить теплоносієм в ядерних реакторах, а газоподібний – використовується як наповнювач желтосветних ламп зовнішнього освітлення.

Оксид натрію Na2O. Основний оксид. Білий, має іонну будову (Na +) 2O2-. Термічно стійкий, при прожаренні повільно розкладається, плавиться під надлишковим тиском пари Na. Чутливий до вологи і вуглекислого газу в повітрі. Енергійно реагує з водою (утворюється сильнощелочной розчин), кислотами, кислотними та амфотерними оксидами, киснем (під тиском). Застосовується для синтезу солей натрію. Не утворюється при спалюванні натрію на повітрі.

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання: термічний розклад Na2O2 (див.), А також сплавлення Na і NaOH, Na і Na2O2:

2Na + 2NaOH = 2NaaO + H2 (600 ° C)

2Na + Na2O2 = 2NaaO (130-200 ° C)

Пероксид натрію Na2O2. Бінарне з’єднання. Білий, гігроскопічний. Має іонну будову (Na +) 2O22-. При нагріванні розкладається, плавиться під надлишковим тиском O2. Поглинає вуглекислий газ з повітря. Повністю розкладається водою, кислотами (виділення O2 при кип’ятінні – якісна реакція на пероксиди). Сильний окислювач, слабкий відновник. Застосовується для регенерації кисню в ізолюючих дихальних приладах (реакція з СO2), як компонент відбілювачів тканини та паперу. Рівняння найважливіших реакцій:

2Na2O2 = 2Na2O + O2 (400-675 ° C, вакуум)

Na2O2 + 2Н2O = Н2O2 + 2NaOH (на холоду)

2Na2O2 + 2Н2O = O2 ^ + 4NaOH (кип’ятіння)

Na2O2 + 2НCl (разб.) = 2NaCl + Н2O2 (на холоду)

2Na2O2 + 4НCl (разб.) = 4НCl + 2Н2O + O2 ^ (кип’ятіння)

2Na2O2 + 2CO2 = Na2CO3 + O2

Na2O2 + CO = Na2CO3

Na2O2 + 4H + + 2I – = I2v + 2H2O + 2Na +

5Na2O2 + 16H + + 2MnO4- = 5O2 ^ + 2Mn2 + + 8H2O + 10Na +

3Na2O2 + 2 [Cr (OH) 6] 3 = 2CrO24- + 8OH – + 2H2O + 6Na + (80 ° C)

Отримання: спалювання Na на повітрі.

Гідроксид натрію NaOH. Основний гідроксид, луг, технічна назва їдкий натр. Білі кристали з іонним будовою (Na +) (OH-). Розпливається на повітрі, поглинаючи вологу і вуглекислий газ (утворюється NaHCO3). Плавиться і кипить без розкладання. Викликає важкі опіки шкіри та очей.

Добре розчинний у воді (з екзо – ефектом, +56 кДж). Реагує з кислотними оксидами, нейтралізує кислоти, викликає кислотну функцію у амфотерних оксидів і гідроксидів:

NaOH (разб.) + H3PO4 (конц.) = NaH2PO4 + H2O

2NaOH (разб.) + H3PO4 (разб.) = Na2HPO4 + 2H2O

3NaOH (конц.) + H3PO4 (разб.) = Na3PO4 + 3H2O

2NaOH (T) + M2O3 = 2NaMO2 + H2O (1000 ° C, M = Al, Cr)

2NaOH (конц.) + 3H2O + AI2O3 = 2Na [Al (OH) 4] (кип’ятіння)

2NaOH (T) + M (OH) 2 = Na2MO2 + 2H2O (500 ° C, M = Be, Zn)

2NaOH (конц.) + Zn (OH) 2 = Na2 [Zn (OH) 4]

Осаджує нерозчинні гідроксиди:

2NaOH + MCl2 = 2NaCl + M (OH) 2v (M = Mg, Cu)

Піддає дисмутації галогени і сірку:

2NaOH (конц., Хол.) + Е2 = NaE + NaEO + H2O (Е = Cl, Br)

6NaOH (разб., Гор.) + 3S = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O


1 Star2 Stars3 Stars4 Stars5 Stars (1 votes, average: 5.00 out of 5)

Related posts:

  1. Хімічні властивості сірководню 1. У водному розчині сірководень виявляє слабкі кислотні властивості. Взаємодіє з сильними основами, утворюючи сульфіди і гідросульфіди: Наприклад, сірководень реагує з гідроксидом натрію: H2S + 2NaOH → Na2S + 2H2O H2S + NaOH → NaНS + H2O 2. Сірководень H2S – дуже сильний відновник за рахунок сірки в ступені окислення -2. При нестачі кисню і […]...

  2. Гідроксиди лужних металів (луги) Способи отримання 1. Луги отримують електролізом розчинів хлоридів лужних метал-лов: 2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2 2. При взаємодії лужних металів, їх оксидів, пероксидів, гід-ридів і деяких інших бінарних сполук з водою також утворюються лугу. Наприклад, натрій, оксид натрію, гідрид натрію і пероксид натрію при розчиненні у воді утворюють лугу: 2Na + […]...

  3. Гідроксиди лужних металів Фізичні властивості Загальна формула гідроксидів лужних металів – MOН. Всі гідроксиди лужних металів – безбарвні гігроскопічні речовини. Вони легко розпливаються на повітрі, дуже добре розчинні у воді і етанолі, при переході від LiOH до CsOH розчинність збільшується. Хімічні властивості Гідроксиди всіх лужних металів плавляться без розкладання, гідроксид літію при нагріванні до температури 600 ° С […]...

  4. Лужні і лужноземельні метали Найбільш активними серед металевої групи є лужні і лужноземельні метали. Це м’які легкі метали, котрі вступають в реакції з простими і складними речовинами. Загальний опис Активні метали займають першу і другу групи періодичної таблиці Менделєєва. Повний список лужних і лужноземельних металів: Літій (Li); Натрій (Na); Калій (K); Рубідій (Rb); Цезій (Cs); Францій (Fr); Берилій (Be); […]...

  5. Натрій в продуктах харчування Натрій був виділений в 1807 р англійським хіміком сером Х. Деві, іншим його назвою є “сода” від англійського “sodium”. Він відноситься до групи металів, володіє сріблястою забарвленням, яка швидко втрачається на повітрі. За своєю природою даний макроелемент високо активна хімічна сполука, тому воно в чистому вигляді не зустрічається. Цікаво зауважити, що натрій входить до складу […]...

  6. Хімічні властивості лужних і лужноземельних металів Хімічні властивості лужних і лужноземельних металів схожі. На зовнішньому енергетичному рівні лужних металів знаходиться один електрон, лужноземельних – два. При реакціях метали легко розлучаються з валентними електронами, виявляючи властивості сильного відновника. Лужні У I групу періодичної таблиці входять лужні метали: Літій; Натрій; Калій; Рубідій; Цезій; Францій. Вони відрізняються м’якістю (можна розрізати ножем), низькими температурами плавлення […]...

  7. Оксид сірки (IV) – хімія Оксид сірки (IV) – це кислотний оксид. Безбарвний газ з різким запахом, добре розчинний у воді. Способи отримання окісда сірки (IV): 1. Спалювання сірки на повітрі: S + O2 → SO2 2. Горіння сульфідів і сірководню: 2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O 2CuS + 3O2 → 2SO2 + 2CuO 3. Взаємодія сульфітів з більш […]...

  8. Сірчана кислота. Властивості сірчаної кислоти Сірчана кислота H2SO4 – нелетучая важка рідина, добре розчиняється у воді (при нагріванні). tпл. = 10,3°C, t кип. = 296°С, Відмінно вбирає вологу, тому часто виступає в якості осушувача. Виробництво сірчаної кислоти H2SO4. Виробництво сірчаної кислоти являє собою контактний процес. Його можна розділити на 3 етапи: 1. Отримання SO2 шляхом спалювання сірки або випалюванням сульфідів. […]...

  9. Хімічні властивості срібла У сухому повітрі срібло практично не окислюється, з водою не взаємодіє, є інертним металом, зберігає металевий блиск при дії повітря, вологи і вуглекислого газу. Взаємодія з неметалами При звичайних умовах реагує з сіркою, утворюючи сульфід срібла (I): 2Ag + S = Ag2S, При нагріванні з галогенами утворюються галогеніди срібла (I): 2Ag + Br2 = 2AgBr. […]...

  10. Способи отримання галогенів Отримання хлору У промисловості хлор отримують електролізом розплаву або розчину хлориду натрію. Електроліз розплаву хлориду натрію. У розплаві хлорид натрію дисоціює на іони: NaCl → Na + + Cl- На катоді відновлюються іони натрію: K (-): Na + + 1e → Na0 На аноді окислюються іони хлору: A (+): 2Cl – ̶ 2e → Cl20 […]...

  11. Реакція Дюма Реакція Дюма – це взаємодія солей карбонових кислот з лугами при сплаву. Відноситься до реакцій декарбоксилювання солей карбонових кислот. Декарбоксилирування – це відщеплення (елімінування) молекули вуглекислого газу з карбоксильної групи (-COOH) або органічної кислоти або карбоксилатної групи (-COOMe) солі органічної кислоти. Як правило, декарбоксилирування протікає при нагріванні з кислотами або лугами. Найскладніше відщепити діоксід вуглецю […]...

  12. Оксид азоту (IV) Оксид азоту (IV) – бурий газ. Дуже отруйний! Для NO2 характерна висока хімічна активність. Способи отримання. 1. Оксид азоту (IV) утворюється при окисленні оксиду азоту (I) і оксиду азоту (II) киснем або озоном: 2NO + O2 → 2NO2 2. Оксид азоту (IV) утворюється при дії концентрованої азотної кислоти на неактивні метали. Наприклад, при дії концентрованої […]...

  13. Хлор: характеристика Хлор – елемент VII групи Періодичної таблиці Менделєєва Д. І.. На зовнішньому рівні – 7 електронів, тому при взаємодії з відновниками, хлор показує свої окисні властивості, притягаючи до себе електрон металу. Фізичні властивості хлору. Хлор являє собою жовтий газ. Має різкий запах. Хімічні властивості хлору. Вільний хлор дуже активний. Він реагує з усіма простими речовинами, […]...

  14. Оксид і гідроксид міді (II) Оксид міді (II) CuO – кристали чорного кольору, кристалізуються в моноклінної сингонії, щільність 6,51 г / см3, температура плавлення 1447 ° С (під тиском кисню). При нагріванні до 1100 ° С розкладається з утворенням оксиду міді (I): 4CuO = 2Cu2O + O2. У воді не розчиняється і не реагує з нею. Має слабко виражені амфотерні […]...

  15. Хімічні властивості вуглецю – хімія При нормальних умовах вуглець існує, як правило, у вигляді атомних кристалів (алмаз, графіт), тому хімічна активність вуглецю – невисока. 1. Вуглець проявляє властивості окислювача (з елементами, які розташовані нижче і лівіше в Періодичній системі) і властивості відновника (з елементами, розташованими вище і правіше). Тому вуглець реагує і з металами, і з неметалами. 1.1. З галогенів […]...

  16. Хімічні властивості цинку Цинк – хімічно активний метал, має виражені відновні властивості, за активністю поступається лужно-земельним металам. Проявляє амфотерні властивості. Взаємодія з неметалами При сильному нагріванні на повітрі згоряє яскравим блакитним полум’ям з утворенням оксиду цинку: 2Zn + O2 = 2ZnO При підпалюванні енергійно реагує з сіркою: Zn + S = ZnS З галогенами реагує за звичайних умов […]...

  17. Сполуки ванадію (II) В сполуки ванадію (II) метал входить у вигляді катіона V2 +. Оксид ванадію (II) VO – речовина сірого кольору, володіє металевим блиском і досить високою електричну провідність, кристалізується в кубічної гранецентрированной решітці типу хлориду натрію. Проявляє основні властивості, з водою і лугами не взаємодіє, реагує з кислотами: VO + 2HCl = VCl2 + H2O; При […]...

  18. Активні метали Метали, легко вступають в реакції, називаються активними металами. До них відносяться лужні, лужноземельні метали і алюміній. Положення в таблиці Менделєєва Металеві властивості елементів послаблюються зліва направо в періодичній таблиці Менделєєва. Тому найбільш активними вважаються елементи I і II груп. Всі метали є відновниками і легко розлучаються з електронами на зовнішньому енергетичному рівні. У активних металів […]...

  19. Силікати – хімія Силікати – це солі кремнієвої кислоти. Більшість силікатів нерозчинні у воді, крім силікатів натрію і калію, їх називають “рідким склом”. Способи отримання силікатів 1. Розчинення кремнію, кремнієвої кислоти або оксиду в лугу: H2SiO3 + 2KOH → K2SiO3 + 2H2O Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + H2 SiO2 + 2KOH → K2SiO3 + H2O […]...

  20. Оксиди азоту З киснем N утворює оксиди: N2O, NO, N2O3 NO2, N2O5 і NO3. Оксид азоту I – N2O – закис азоту, “звеселяючий газ”. Фізичні властивості: безбарвний, з солодкуватим запахом, розчинний у воді, t плавлення -91 ° C, t кипіння -88,5 ° C. Анестезуючий засіб. Хімічні властивості: розкладається при 700 ° C: 2N2O? 2N2 + O2 підтримує […]...

  21. Основні властивості хрому Хром – твердий метал блакитного кольору. У кисні горить з утворенням Сг2о3, реагує з водними парами: 2Cr + 3h2o, в = Сг2о3 + 3Н2. Реагує з Хел: 2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3. З концентрованою Н2ЅО4 і НNO3 спостерігається пасивація. При нагріванні: 2Cr + 6H2SO4 = файлів CR2(ЅО4)3 + 3SO2 + 6н 2 о, СГ + […]...

  22. Хімічні властивості оксиду алюмінію Оксид алюмінію – типовий амфотерний оксид. Взаємодіє з кислотними та основними оксидами, кислотами, лугами. 1. При взаємодії оксиду алюмінію з основними оксидами утворюються солі-алюмінати. Наприклад, оксид алюмінію взаємодіє з оксидом натрію: Na2O + Al2O3 → 2NaAlO2 2. Оксид алюмінію взаємодіє з розчинними підставами (лугами). При цьому в розплаві утворюються солі-алюмінати, а в розчині – комплексні […]...

  23. Алюмінати – хімія Солі, в яких алюміній є кислотним залишком (алюмінати) – утворюються з оксиду алюмінію при сплаву з лугами та основними оксидами: Al2O3 + Na2O → 2NaAlO2 Для розуміння властивостей алюмінатів їх також дуже зручно розбити на два окремих речовини. Наприклад, алюмінат натрію ми дбали подумки на два речовини: оксид алюмінію і оксид натрію. NaAlO2 розбиваємо на […]...

  24. Хімічні властивості галогенводнів 1. У водному розчині галогенводні проявляють кислотні властивості. Взаємодіють з підставами, основними оксидами, амфотерними гідроксидами, амфотерними оксидами. Кислотні властивості в ряду HF – HCl – HBr – HI зростають. Наприклад, хлороводень реагує з оксидом кальцію, оксидом алюмінію, гідроксидом натрію, гідроксидом міді (II), гідроксидом цинку (II), аміаком: 2HCl + CaO → CaCl2 + H2O 6HCl + […]...

  25. Отримання водню В лабораторії: Взаємодія металу з розведеними розчинами сірчаної та соляної кислот, реакція проводиться в апараті Кіппа: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2. Взаємодія алюмінію або кремнію з водними розчинами лугів: 2Al + 2NaOH + 10H2O = 2Na [Al (H2O) 2 (OH) 4] + 3H2; Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2. У […]...

  26. Хімічні властивості галогенідів 1. Розчинні галогеніди вступають в обмінні реакції з розчинними солями, кислотами і підставами, якщо утворюється осад, газ або вода. Наприклад, броміди, йодиди і хлориди реагують з нітратом срібла з утворенням жовтого, жовтого і білого опадів відповідно. NaCl + AgNO3 → AgCl ↓ + NaNO3 Фторид срібла – розчинна сіль, тому реакція фторидів з нітратом срібла […]...

  27. Хлориди Хлорид натрію NaCl. Безкиснева сіль. Побутова назва кухонна сіль. Білий, слабогігроскопічний. Плавиться і кипить без розкладання. Помірно розчинний у воді, розчинність мало залежить від температури, розчин має характерний солоний смак. Гідролізу не береться. Слабкий відновник. Вступає в реакції іонного обміну. Піддається електролізу в розплаві і розчині. Застосовується для отримання водню, натрію і хлору, соди, їдкого […]...

  28. Оксид азоту (IV) – хімія N2O5 – оксид азоту (V), ангідрид азотної кислоти – кислотний оксид. Одержання оксиду азоту (V). 1. Отримати оксид азоту (V) можна окисленням діоксиду азоту: 2NO2 + O3 → N2O5 + O2 2. Ще один спосіб отримання оксиду азоту (V) – зневоднення азотної кислоти сильним водовіднімаючих речовиною, оксидом фосфору (V): 2HNO3 + P2O5 → 2HPO3 + […]...

  29. Основи – формулі і властивості реакцій Один з класів складних неорганічних речовин – основи. Це сполуки, що включають атоми металу і гідроксильну групу, яка може відщеплюватись при взаємодії з іншими речовинами. Будова Основи можуть містити одну або кілька гідроксо-груп. Загальна формула основ – Ме (ОН) х. Атом металу завжди один, а кількість гідроксильних груп залежить від валентності металу. При цьому валентність […]...

  30. Як складаються рівняння хімічних реакцій? Для опису протікають хімічних реакцій складаються рівняння хімічних реакцій. У них зліва від знака рівності (або стрілки →) записуються формули реагентів (речовин, що вступають в реакцію), а праворуч – продукти реакції (речовини, які вийшли після хімічної реакції). Оскільки йдеться про зрівняння, то кількість атомів в лівій частині рівняння повинно бути рівним тому, що є в […]...

  31. Сполуки кобальту і нікелю (II) Ступінь окислення +2 характерна для кобальту і нікелю. Оксиди кобальту (II) CoO і нікелю (II) NiO. Оксид кобальту (II) – сірі, коричневі або оливково-зелені кристали з кубічною решіткою. Оксид нікелю (II) – залежно від способу отримання змінює колір від світло – до темно-зеленого і чорного. При звичайних умовах стійкі кристали гексагональної сингонії, вище 252 ° […]...

  32. Класифікація та взаємозв’язок неорганічних речовин Класифікація неорганічних речовин базується на хімічному складі – найбільш простий і постійною в часі характеристиці. Хімічний склад речовини показує, які елементи присутні в ньому і в якому числовому відношенні для їх атомів. Елементи умовно діляться на елементи з металевими і неметалевими властивостями. Перші з них завжди входять до складу катіонів багатоелементних речовин (металеві властивості), другі […]...

  33. Хімічні властивості галогенів – конспект Хімічна активність галогенів збільшується від низу до верху – від астату до фтору. 1. Галогени проявляють властивості окислювачів. Галогени реагують з металами і неметалами. 1.1. Галогени не горять на повітрі. Фтор окисляє кисень з утворенням фториду кисню: F2 + O2 → OF2 1.2. При взаємодії галогенів з сіркою утворюються галогеніди сірки: S + Cl2 → […]...

  34. Отримання азоту В лабораторії Реакція внутримолекулярного окиснення-відновлення при нагріванні суміші розчинів нітриту натрію і хлориду амонію при 80 ° С: NaNO2 + NH4Cl = N2 + 2H2O + NaCl. Утворений азот може бути забруднений домішками оксиду азоту (II) і азотної кислоти, для видалення яких газ пропускають через підкисленою розчин біхромату калію. Твердий нітрит амонію розкладається з вибухом: […]...

  35. Азотна кислота: формула, молярна маса, властивості Азотна кислота відноситься до основних сполук азоту. Хімічна формула – HNO3. Так якими ж фізичними і хімічними властивостями володіє ця речовина? Фізичні властивості Чиста азотна кислота не має кольору, має різким запахом, а на повітрі має особливість “диміти”. Молярна маса становить 63 г / моль. При температурі -42 градуси переходить в твердий агрегатний стан і […]...

  36. Цинк і його сполуки Цинк – сріблястий метал. Ступінь окислення цинку постійна – +2. В лабораторії використовують для: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2. Оксид цинку ZnO – амфотерний, тому: Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2O І ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4]. Гидроксид цинку Zn(OH)2 – також амфотерний. Він не розчиняється у воді, але реагує […]...

  37. Фосфориста кислота Фосфориста кислота H3PO3 – це двухосновна кисневмісна кислота. При нормальних умовах безбарвна кристалічна речовина, добре розчинна у воді. Валентність фосфору в фосфористої кислота дорівнює V, а ступінь окислення +3. Отримання фосфористої кислоти. Фосфористу кислоту можна отримати гідролізом галогенідів фосфору (III). Наприклад, гідролізом хлориду фосора (III): PCl3 + 3H2O → H3PO3 + 3HCl Фосфористу кислоту можна […]...

  38. Сірководень: отримання, фізичні і хімічні властивості При нагріванні сірка реагує з воднем. Утворюється отруйний газ з різким запахом – сірководень. По-іншому називається сірчистим воднем, сульфідом водню, дігідросульфідом. Будова Сірчистий водень – це бінарна сполука сірки і водню. Формула сірководню – H2S. Будова молекули аналогічна будові молекули води. Однак сірка утворює з воднем НЕ водневу, а ковалентний полярну зв’язок. Це пов’язано з […]...

  39. Сполуки ванадію (IV) При звичайних умовах ступінь окислення +4 є для ванадію найбільш характерною. Ванадій (IV) існує в таких формах: VO2 + (ванадиніт-іон), VO32-, V4O92- (ванадат (IV) – іони). У комплексних іонах має координаційне число, рівне 6, а також 4 і 5. Оксид ванадію (IV) VO2 – речовина синього кольору, має кристалічну решітку типу рутилу. Амфотерное з’єднання, з […]...

  40. Хімічні властивості кисню Вільний кисень, вступаючи в реакції з простими і складними речовинами, поводиться звичайно як окислювач. Ступінь окислювання, яку він набуває при цьому, завжди -2. У безпосередню взаємодію з киснем вступають багато елементів, за винятком благородних металів, елементів з близькими до кисню значеннями електронегативності (галогени) та інертних елементів. У результаті з’єднання кисню з простими і складними речовинами […]...

Натрій
«
»