Какой элемент имеет наиболее ярко выраженные неметаллические свойства

Периодическая таблица Дмитрия Ивановича Менделеева очень удобна и универсальна в своём использовании. По ней можно определить некоторые характеристики элементов, и что самое удивительное, предсказать некоторые свойства ещё неоткрытых, не обнаруженных учёными, химических элементов (например, мы знаем некоторые свойства предполагаемого унбигексия, хотя его ещё не открыли и не синтезировали).

Что такое металлические и неметаллические свойства

Эти свойства зависят от способности элемента отдавать или притягивать к себе электроны. Важно запомнить одно правило, металлы – отдают электроны, а неметаллы – принимают. Соответственно металлические свойства – это способность определённого химического элемента отдавать свои электроны (с внешнего электронного облака) другому химическому элементу. Для неметаллов всё в точности наоборот. Чем легче неметалл принимает электроны, тем выше его неметаллические свойства.

Металлы никогда не примут электроны другого химического элемента. Такое характерно для следующих элементов;

натрия;
калия;
лития;
франция и так далее.

С неметаллами дела обстоят похожим образом. Фтор больше всех остальных неметаллов проявляет свои свойства, он может только притянуть к себе частицы другого элемента, но ни при каких условиях не отдаст свои. Он обладает наибольшими неметаллическими свойствами. Кислород (по своим характеристикам) идёт сразу же после фтора. Кислород может образовывать соединение с фтором, отдавая свои электроны, но у других элементов он забирает отрицательные частицы.

Список неметаллов с наиболее выраженными характеристиками:

фтор;
кислород;
азот;
хлор;
бром.

Неметаллические и металлические свойства объясняются тем, что все химические вещества стремятся завершить свой энергетический уровень. Для этого на последнем электронном уровне должно быть 8 электронов. У атома фтора на последней электронной оболочке 7 электронов, стремясь завершить ее, он притягивает ещё один электрон. У атома натрия на внешней оболочке один электрон, чтобы получить 8, ему проще отдать 1, и на последнем уровне окажется 8 отрицательно заряженных частиц.

Благородные газы не взаимодействуют с другими веществами именно из-за того, что у них завершён энергетический уровень, им не нужно ни притягивать, ни отдавать электроны.

Почему металлические свойства

Как изменяются металлические свойства в периодической системе

Периодическая таблица Менделеева состоит из групп и периодов. Периоды располагаются по горизонтали таким образом, что первый период включает в себя: литий, бериллий, бор, углерод, азот, кислород и так далее. Химические элементы располагаются строго по увеличению порядкового номера.

Группы располагаются по вертикали таким образом, что первая группа включает в себя: литий, натрий, калий, медь, рубидий, серебро и так далее. Номер группы указывает на количество отрицательных частиц на внешнем уровне определённого химического элемента. В то время, как номер периода указывает на количество электронных облаков.

Металлические свойства усиливаются в ряду справа налево или, по-другому, ослабевают в периоде. То есть магний обладает большими металлическими свойствами, чем алюминий, но меньшими, нежели натрий. Это происходит потому, что в периоде количество электронов на внешней оболочке увеличивается, следовательно, химическому элементу сложнее отдавать свои электроны.

В группе все наоборот, металлические свойства усиливаются в ряду сверху вниз. Например, калий проявляется сильнее, чем медь, но слабее, нежели натрий. Объяснение этому очень простое, в группе увеличивается количество электронных оболочек, а чем дальше электрон находится от ядра, тем проще элементу его отдать. Сила притяжения между ядром атома и электроном в первой оболочке больше, чем между ядром и электроном в 4 оболочке.

Сравним два элемента – кальций и барий. Барий в периодической системе стоит ниже, чем кальций. А это значит, что электроны с внешней оболочки кальция расположены ближе к ядру, следовательно, они лучше притягиваются, чем у бария.

Сложнее сравнивать элементы, которые находятся в разных группах и периодах. Возьмём, к примеру, кальций и рубидий. Рубидий будет лучше отдавать отрицательные частицы, чем кальций. Так как он стоит ниже и левее. Но пользуясь только таблицей Менделеева нельзя однозначно ответить на этот вопрос сравнивая магний и скандий (так как один элемент ниже и правее, а другой выше и левее). Для сравнения этих элементов понадобятся специальные таблицы (например, электрохимический ряд напряжений металлов).

Почему металлические свойства

Как изменяются неметаллические свойства в периодической системе

Неметаллические свойства в периодической системе Менделеева изменяются с точностью до наоборот, нежели металлические. По сути, эти два признака являются антагонистами.

Неметаллические свойства усиливаются в периоде (в ряду справа налево). Например, сера способна меньше притягивать к себе электроны, чем хлор, но больше, нежели фосфор. Объяснение этому явлению такое же. Количество отрицательно заряженных частиц на внешнем слое увеличивается, и поэтому элементу легче закончить свой энергетический уровень.

Неметаллические свойства уменьшаются в ряду сверху вниз (в группе). Например, фосфор способен отдавать отрицательно заряженные частицы больше, чем азот, но при этом способен лучше притягивать, нежели мышьяк. Частицы фосфора притягиваются к ядру лучше, чем частицы мышьяка, что даёт ему преимущество окислителя в реакциях на понижение и повышение степени окисления (окислительно-восстановительные реакции).

Сравним, к примеру, серу и мышьяк. Сера находится выше и правее, а это значит, что ей легче завершить свой энергетический уровень. Как и металлы, неметаллы сложно сравнивать, если они находятся в разных группах и периодах. Например, хлор и кислород. Один из этих элементов выше и левее, а другой ниже и правее. Для ответа придётся обратиться к таблице электроотрицательности неметаллов, из которой мы видим, что кислород легче притягивает к себе отрицательные частицы, нежели хлор.

Металлические свойства

Периодическая таблица Менделеева помогает узнать не только количество протонов в атоме, атомную массу и порядковый номер, но и помогает определить свойства элементов.

Видео

Видео поможет вам разобраться в закономерности свойств химических элементов и их соединений по периодам и группам.

Источник

Закономерности, связанные с металлическими и неметаллическими свойствами элементов.

1. При перемещении СПРАВА НАЛЕВО вдоль ПЕРИОДА МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ свойства р-элементов УСИЛИВАЮТСЯ. В обратном направлении — возрастают неметаллические.

Это объясняется тем, что правее находятся элементы, электронные оболочки которых ближе к октету. Элементы в правой части периода менее склонны отдавать свои электроны для образования металлической связи и вообще в химических реакциях.

Например, углерод — более выраженный неметалл, чем его сосед по периоду бор, а азот обладает еще более яркими неметаллическими свойствами, чем углерод.

Слева направо в периоде также увеличивается и заряд ядра. Следовательно, увеличивается притяжение к ядру валентных электронов и затрудняется их отдача.

Наоборот, s-элементы в левой части таблицы имеют мало электронов на внешней оболочке и меньший заряд ядра, что способствует образованию именно металлической связи. За понятным исключением водорода и гелия (их оболочки близки к завершению или завершены!) , все s-элементы являются металлами; p-элементы могут быть как металлами, так и неметаллами, в зависимости от того — в левой или правой части таблицы они находятся.

У d- и f-элементов, как мы знаем, есть «резервные» электроны из «предпоследних» оболочек, которые усложняют простую картину, характерную для s- и p-элементов. В целом d- и f-элементы гораздо охотнее проявляют металлические свойства.

Подавляющее число элементов является металлами и только 22 элемента относят к неметаллам: H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, а также все галогены и инертные газы.

Некоторые элементы в связи с тем, что они могут проявлять лишь слабые металлические свойства, относят к полуметаллам.

Что такое полуметаллы? Если выбрать из Периодической таблицы p-элементы и записать их в отдельный «блок» (это сделано в “длинной” форме таблицы) , то обнаружится закономерность. Левая нижняя часть блока содержит типичные металлы, правая верхняя — типичные неметаллы. Элементы, занимающие места на границе между металлами и неметаллами, называются полуметаллами.

Полуметаллы имеют ковалентную кристаллическую решетку при наличии металлической проводимости (электропроводности) . Валентных электронов у них либо недостаточно для образования полноценной «октетной» ковалентной связи (как в боре) , либо они не удерживаются достаточно прочно (как в тeллуре или полонии) из-за больших размеров атома. Поэтому связь в ковалентных кристаллах этих элементов имеет частично металлический характер.

Некоторые полуметаллы (кремний, германий) являются полупроводниками. Полупроводниковые свойства этих элементов объясняются многими сложными причинами, но одна из них — существенно меньшая (хотя и не нулевая) электропроводность, объясняемая слабой металлической связью. Роль полупроводников в электронной технике чрезвычайно важна.

2. При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ вдоль групп УСИЛИВАЮТСЯ МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ свойства элементов. Это связано с тем, что ниже в группах расположены элементы, имеющие уже довольно много заполненных электронных оболочек. Их внешние оболочки находятся дальше от ядра. Они отделены от ядра более толстой «шубой» из нижних электронных оболочек и электроны внешних уровней удерживаются слабее.

Источник: https://www.hemi.nsu.ru/text146.htm

Источник

проявляет:

318. Тиосульфат-ион можно обнаружить в растворе с помощью:

1. BaCl2;

2. AgNO3;

3. BaSO4;

4. AgCl;

5. NaOH.

319. Максимальная валентность азота равна:

1. III;

2. V;

3. IV;

4. II;

5. VII.

320. В растворе карбоната натрия реакция среды:

1. сильнокислая;

2. нейтральная;

3. слабокислая;

4. кислая;

Щелочная.

При взаимодействии фосфора с концентрированной азотной кислотой фосфор окисляется

с образованием:

1. фосфина;

2. фосфорной кислоты;

3. оксида фосфора (III);

4. фосфористой кислоты;

5. метафосфата натрия.

Азотную кислоту хранят в склянках темного стекла,

поскольку под действием солнечного света она разлагается с образованием:

NO2, O2, H2O;
NH3, O2;
NO, NO2;
NO2, N2O;
NO, H2.

323. При каталитическом окислении аммиака образуется:

1. N2;

2. N2O ;

3. NO;

4. NO2 ;

5. N2O5.

324. Устойчивость водородных соединений в ряду NH3 à PH3 à AsH3:

1. увеличивается;

2. уменьшается;

3. не уменьшается;

4. увеличивается, а затем уменьшается;

5. уменьшается, а затем увеличивается.

325. При разложении гидрокарбоната натрия образуется:

1. NaOH и CO2;

2. Na2O, CO2 и H2O;

3. не разлагается;

4. Na2CO3 и H2O;

5. Na2CO3, CO2 и H2O.

326. Концентрированная азотная кислота окисляет уголь при нагревании до:

1. C2H4;

2. CH4;

3. CO;

4. CO2;

5. не окисляет уголь.

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня атома бора

в возбужденном состоянии:

1. 2s22p1

2. 2s12p2

3. 2s22p3

4. 2s12p3

5. 2s12p4

328. Карбонат кальция можно растворить:

1. в воде;

2. в щелочи;

3. в карбонате натрия;

4. в карбонате аммония;

В хлороводородной кислоте.

329. Угольная кислота является кислотой:

1. сильной, одноосновной;

2. непрочной, трехосновной;

3. сильной, устойчивой, двухосновной;

4. слабой, непрочной, двухосновной;

5. слабой, непрочной, одноосновной.

330. В растворе буры лакмус окрасится:

1. в красный цвет;

2. в фиолетовый цвет;

3. в синий цвет;

4. в малиновый цвет;

5. в оранжевый цвет.

331. Соляная кислота реагирует с солью:

1. AgNO3;

2. CuSO4;

3. NaNO3;

4. NH4Cl;

5. MgCl2.

332. Кислота, проявляющая восстановительные свойства:

1. H2SO4;

2. H2S;

3. H3PO4;

4. H3BO3;

5. HNO3.

333. Реакция является необратимой при взаимодействии солей:

1. Na2SO4 и KCl;

2. NaCl и KBr;

3. NH4SCN и FeCl3;

4. Na2SO4 и Ba(NO3)2;

5. KCl и KNO3.

334. Соли бромной кислоты называются:

1. бромиды;

2. броматы;

3. бромиты;

4. перброматы;

5. гипобромиты.

335. Галогеном не является:

1. As;

2. At;

3. I;

4. Cl;

5. Br.

336. Йод не взаимодействует с:

1. H2;

2. O2;

3. NaOH;

4. Al;

5. Na.

337. Для фтора характерна степень окисления:

1. +5;

2. +2;

3. +3;

4. +1;

5. -1.

338. Степень окисления хлора изменяется от -1 до 0 в реакции:

1. MnO2 + HCl à

2. Cl2 + NaOH à

3. KClO3 à

4. HCl + Zn à

5. H2 + Cl2 à

339. При взаимодействии хлора с водой образуются:

1. HCl, HClO3;

2. HCl, HClO;

3. HCl, HClO2;

4. HClO, HClO2;

5. H2, O2, HCl.

340. Окислительная способность атомов галогенов в подгруппе сверху вниз:

1. увеличивается;

2. не изменяется;

3. уменьшается;

4. уменьшается, а затем увеличивается;

5. увеличивается, а затем уменьшается.

341. Среди указанных неметаллов к халькогенам относятся:

1. S;

2. B;

3. Cl;

4. N;

5. P.

342. Оксид серы (IV) является:

1. основным оксидом;

2. амфотерным оксидом;

3. кислотным оксидом;

4. несолеобразующим оксидом;

5. ангидридом серной кислоты.

343. В цепочке превращений S à Xà H2SO3 àY à BaSO4

веществами «X» и «Y» являются вещества:

H2S, SO3;
H2SO4, H2SO4;
SO2, H2SO4;
SO3, BaSO3;
SO2, BaCl2.

344. Закончите уравнение реакции: Na2S2O3 + I2 à .

Сумма коэффициентов в левой и правой частях:

1. 4;

2. 5;

3. 3;

4. 8;

5. 6.

345. Восстановительная активность увеличивается в ряду:

1. H2Te à H2S à H2Se

2. H2Te à H2Se à H2S

3. H2Se à H2Te à H2S

4. H2S à H2Te à H2Se

5. H2S à H2Se à H2Te

346. Соли сернистой кислоты называются:

1. сульфиды;

2. сульфиты;

3. сульфаты;

4. тиосульфаты;

5. полисульфиды.

347. Наиболее реакционно-способной является аллотропная модификация фосфора:

1. черный фосфор;

2. все нереакционноспособны;

3. красный фосфор;

4. белый фосфор;

5. фосфор не имеет аллотропных модификаций.

348. Промежуточным веществом «X» в цепочке превращений:

дихромат аммония – X – аммиак, является:

водород;
азот;
вода;
кислород;
оксид азота (I).

349. Для распознавания фосфорной кислоты и ее солей можно использовать:

1. хлорид бария;

2. щелочь;

3. соляную кислоту;

4. нитрат серебра;

5. водный раствор аммиака.

350. В окислительно-восстановительных реакциях аммиак является:

1. окислителем;

2. и окислителем и восстановителем;

3. сильным окислителем;

4. чаще окислителем;

Восстановителем.

351. Валентность и степень окисления азота в ионе аммония соответственно имеют значения:

1. III и +5;

2. V и -4;

3. IV и -3;

4. III и -5;

5.IV и +3.

352. Соли азотистой кислоты называются:

1. нитраты;

2. соли аммония;

3. цианиды;

4. нитриты;

5. нитриды.

353. Оксид углерода (II) представляет собой:

1. ядовитый газ желто-зеленого цвета;

2. ядовитый газ бурого цвета, растворимый в воде;

3. ядовитый газ без цвета и запаха;

4. бесцветный газ с чесночным запахом;

5. легкокипящую, бесцветную жидкость.

354. В алмазе атомы углерода находятся в состоянии:

1. sp – гибридизации;

2. sp3 – гибридизации;

3. sp2 – гибридизации;

4. s2p4 – гибридизации;

5. sp2 и sp3 – гибридизации.

355. Качественная реакция для обнаружения солей угольной кислоты – это:

1. действие на них сильных кислот;

2. действие на них щелочей;

3. взаимодействие с нитратом серебра;

4. взаимодействие с оксидом углерода (IV);

5. взаимодействие с гидроксидом кальция.

356. В большинстве соединений степень окисления бора равна:

1. +5;

2. -3;

3. +1;

4. +3;

5. +2.

357. Углекислый газ реагирует с каждым из двух перечисленных веществ:

1. H2O, KCl;

2. K2SO4, Ba(OH)2;

3. Ba(OH)2, SiO2;

4. Na2SiO3, HNO3;

CaO, KOH.

358. Гидрокарбонаты щелочных металлов при нагревании:

1. разлагаются на карбонаты, углекислый газ и воду;

2. разлагаются на оксид щелочного металла, оксид углерода (II) и воду;

3. диспропорционируют;

4. плавятся и переходят в жидкое состояние;

5. разлагаются на карбид, водород и воду.

359. При взаимодействии разбавленной серной кислоты с цинком выделяется газ:

1. SO2;

2. H2S;

3. SO3;

4. H2;

5. NH3.

360. С соляной кислотой реагируют вещества, находящиеся в ряду:

1. CuO, Ba(OH)2, K2CO3;

2. Zn, Cu(OH)2, KNO3;

3. CO, K2O, Ag2O;

4. Cu, Fe(OH)2, CuSO4;

5. AgCl, Cr(OH)3, Fe.

361. С разбавленной серной кислотой не взаимодействует металл:

1. Zn;

2. Fe;

3. Ni;

4. Hg;

5. Al.

362. Соли тиосерной кислоты называются:

1. сульфаты;

2. тиосульфаты;

3. сульфиды;

4. сульфиты;

5. полисульфиды.

363. Атомам галогенов до завершения внешнего электронного слоя не хватает:

1. двух электронов;

2. одного электрона;

3. трех электронов;

4. четырех электронов;

5. пяти электронов.

364. Самый электроотрицательный элемент:

1. хлор;

2. бром;

3. йод;

4. фтор;

5. астат.

365. Йодоводородная кислота не реагирует с:

1. NaOH;

2. CuO;

3. Cu;

4. Cu(OH)2;

5. AgNO3.

366. Сила кислот в ряду: HF, HCl, HBr, HI:

1. увеличивается;

2. уменьшается;

3. не изменяется;

4. уменьшается, а затем увеличивается;

5. не увеличивается.

367. Степень окисления брома в бромноватистой кислоте равна:

1. -1;

2. +7;

3. +5;

4. +1;

5. +3.

368. При взаимодействии хлора с холодным раствором гидроксида натрия образуются:

1. NaCl, H2O;

2. NaClO, H2O;

3. NaCl, NaClO2, H2O;

4. NaCl, NaClO, H2O;

5. NaCl, NaClO3, H2O.

369. Сульфит-ион содержится в растворе:

1. Na2S2;

2. Na2S2O3;

3. Na2S;

4. Na2SO4;

5. Na2SO3.

370. Для кислорода характерна степень окисления:

1. -3;

2. +6;

3. -4;

4. -2;

5. +3.

371. Тиосульфат натрия получают при взаимодействии:

1. Na2S и S;

2. H2SO4 и NaOH;

3. Na2SO3 и S;

4. NaOH и S;

5. Na2SO4 и S.

372. Соли серной кислоты называются:

1. сульфаты;

2. сульфиды;

3. сульфиты;

4. тиосульфаты;

5. полисульфиды.

373. Более сильные кислотные свойства проявляет:

1. (NH4)2S;

2. H2O;

3. H2S;

4. H2Se;

5. H2Te.

374. Закончите уравнение реакции: Cu + H2SO4 (конц.)à .

Сумма коэффициентов в левой и правой частях уравнения равна:

Источник

Подпишись на наш Instagram, если хочешь сдать экзамены на отлично!
@shpory_2020_

1. Как называл Д. И. Менделеев естественную классификацию химических элементов?

Он назвал её периодической системой химических элементов.

2. Назовите основные структурные единицы периодической системы элементов.

Основные структурные единицы периодической системы химических элементов — периоды (горизонтальные ряды) и группы (вертикальные ряды). В периодах слева направо увеличиваются неметаллические свойства, уменьшаются — металлические.

3. Что такое период? Что общего у больших и малых периодов и чем они различаются? Какие свойства химических элементов закономерно изменяются в периоде?

Период — горизонтальный ряд химическиъ элементов, расположенных в порядке возрастания их относительных атомных масс, начинающийся щелочным металлом и заканчивающийся благородным газом.

Общее у больших и малых периодов то, что они начинаются щелочным металлом (исключение — первый период) и заканчиваются благородным газом. Различное то, что в малых периодах находится менее 8 элементов, в больших — более 18 элементов.

В периодах закономерно изменяются металлические и неметаллические свойства химических элементов.

4. Дайте определение понятия «группа». Укажите различия между группами А и В.

Группа — вертикальный ряд химических элементов в периодической системе, атомы которых обладают сходными свойствами.

Различие между группами A и B заключается в том, что в группы A могут входить как металлы, так и неметаллы, а в группы B — только металлы.

5. Простое вещество какого химического элемента из каждой пары имеет более ярко выраженные металлические свойства: а) K или Ca, б) Mg или Al; в) Cs или Pb?

6. Простое вещество какого химического элемента из каждой пары имеет более ярко выраженные неметаллические свойства: а) S или Cl; б) C или N; в) Se или Br?

7. Разделите указанные элементы на металлы и неметаллы, укажите их положение в периодической системе (группа, период, атомный номер): кислород, натрий, серебро, неон, ртуть, бром, золото, ксенон, хром.

Элемент	Металл или неметалл	Группа	Период	Атомный номер
кислород	неметалл	VIA	2	9
натрий	металл	IA	3	11
серебро	металл	IB	5	47
неон	неметалл	VIIIA	2	10
ртуть	металл	IIB	6	80
бром	неметалл	VIIA	4	35
золото	металл	IB	6	79
ксенон	неметалл	VIIIB	5	54
хром	металл	VIB	4	24

8. Заполните таблицу в тетради:

Символ элемента	Атомный номер	Относительная атомная масса	Номер и тип группы	Номер периода	Формула высшего оксида	Формула гидроксида
Ca	20	40	IIA	4	CaO	Ca(OH)2
Al	13	24	IIIA	3	Al2O3	Al(OH)3
Se	34	79	VIA	4	SeO3	H2SeO4
N	7	14	VA	2	N2O5	HNO3
K	19	39	IA	4	K2O	KOH
As	33	75	VA	4	As2O5	HAsO3

9. Готовимся к олимпиадам. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

а) Mg→MgCl2→Mg(OH)2→MgSO4→MgCO3→MgO:mathrm{Mg → MgCl_2 → Mg(OH)_2 → MgSO_4 → MgCO_3 → MgO:}Mg→MgCl2→Mg(OH)2→MgSO4→MgCO3→MgO:

Mg+Cl2=MgCl2;mathrm{Mg + Cl_2 = MgCl_2;}Mg+Cl2=MgCl2;

MgCl2+2KOH=Mg(OH)2↓+2KCl;mathrm{MgCl_2+2KOH=Mg(OH)_2↓+2KCl;}MgCl2+2KOH=Mg(OH)2↓+2KCl;

Mg(OH)2+H2SO4=MgSO4+2H2O;mathrm{Mg(OH)_2+H_2SO_4=MgSO_4+2H_2O;}Mg(OH)2+H2SO4=MgSO4+2H2O;

MgSO4+Na2CO3=MgCO3↓+Na2SO4;mathrm{MgSO_4+Na_2CO_3=MgCO_3↓+Na_2SO_4;}MgSO4+Na2CO3=MgCO3↓+Na2SO4;

MgCO3=MgO+CO2↑;mathrm{MgCO_3=MgO+CO_2↑;}MgCO3=MgO+CO2↑;

б) S→SO2→CaSO3→H2SO3→SO2→Na2SO3:mathrm{S → SO_2 → CaSO_3 → H_2SO_3 → SO_2 → Na_2SO_3:}S→SO2→CaSO3→H2SO3→SO2→Na2SO3:

S+O2=SO2;mathrm{S+O_2=SO_2;}S+O2=SO2;

SO2+CaO=CaSO3;mathrm{SO_2+CaO=CaSO_3;}SO2+CaO=CaSO3;

CaSO3+2HCl=CaCl2+H2O;mathrm{CaSO_3+2HCl=CaCl_2+H_2O;}CaSO3+2HCl=CaCl2+H2O;

H2SO3=SO2+H2O;mathrm{H_2SO_3=SO_2+H_2O;}H2SO3=SO2+H2O;

SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O.mathrm{SO_2+2NaOH=Na_2SO_3+H_2O.}SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O.

Источник