Химические свойства оксида марганца

При нагревании с кислотами проявляет окислительные свойства, например, окисляет концентрированную соляную кислоту до хлора:

4HCl + MnO₂ →(t) MnCl₂ + 2H₂O + Cl₂↑.

С серной и азотной кислотами MnO₂ разлагается с выделением кислорода:

2MnO₂ + 2H₂SO₄ → 2MnSO₄ + O₂ + 2H₂O.

При взаимодействии с сильными окислителями диоксид марганца окисляется до соединений Mn⁷⁺ и Mn⁶⁺:

3MnO₂ + KClO3 + 6KOH → 3K₂MnO₄ + KCl + 3H₂O.

Так, при окислении сернокислого раствора соли MnSO₄ перманганатом калия в присутствии серной кислоты образуется чёрный осадок соли Mn(SO₄)₂.

2KMnO₄ + 8H₂SO₄ (конц.) + 3MnSO₄ = 5Mn(SO₄)₂ + K₂SO₄ + 8H₂O

При сплавлении с щелочами и основными оксидами MnO₂ выступает в роли кислотного оксида, образуя соли манганиты:

MnO₂ + CaO → CaMnO₃.

Является катализатором разложения пероксида (перекиси) водорода:

2H₂O₂ →(катализатор) 2H₂O + O₂↑.

Химические свойства спиртов.

Спирты отличаются разнообразными превращениями. Реакции спиртов имеют некоторые общие закономерности: реакционная способность первичных одноатомных спиртов выше, чем вторичных, в свою очередь, вторичные спирты химически более активны, чем третичные. Для двухатомных спиртов, в том случае, когда ОН-группы находятся у соседних атомов углерода, наблюдается повышенная (в сравнении с одноатомными спиртами) реакционная способность из-за взаимного влияния этих групп. Для спиртов возможны реакции, проходящие с разрывом как С–О, так и О–Н – связей.

1. Реакции, протекающие по связи О–Н.

При взаимодействии с активными металлами (Na, K, Mg, Al) спирты проявляют свойства слабых кислот и образуют соли, называемые алкоголятами или алкоксидами:

2CH₃OH + 2Na  2CH₃OK + H₂

Алкоголяты химически не стабильны и при действии воды гидролизуются с образованием спирта и гидроксида металла:

C₂H₅OК + H₂O  C₂H₅OH + КOH

Эта реакция показывает, что спирты в сравнении с водой представляют собой более слабые кислоты (сильная кислота вытесняет слабую), кроме того, при взаимодействии с растворами щелочей спирты не образуют алкоголяты. Тем не менее, в многоатомных спиртах (в том случае, когда ОН-группы присоединены к соседним атомам С) кислотность спиртовых групп намного выше, и они могут образовывать алкоголяты не только при взаимодействии с металлами, но и со щелочами:

HO–CH₂–CH₂–OH + 2NaOH  NaO–CH₂–CH₂–ONa + 2H₂O

Когда в многоатомных спиртах НО-группы присоединены к не соседствующим атомам С, свойства спиртов близки к одноатомным, поскольку взаимовлияние НО-групп не проявляется.

При взаимодействии с минеральными или органическими кислотами спирты образуют сложные эфиры – соединения, содержащие фрагмент R–O–A (А – остаток кислоты). Образование сложных эфиров происходит и при взаимодействии спиртов с ангидридами и хлорангидридами карбоновых кислот (рис. 6).

Химические свойства оксида хрома (III)

Относится к группе амфотерных оксидов. В высокодисперсном состоянии растворяется в сильных кислотах с образованием солей хрома(III):

Cr₂O₃ + 6HCl → 2CrCl₃ + 3H₂O,

Cr₂O₃ + 6H⁺ + 9H₂O → 2[Cr(H₂O)₆]³⁺.

При сплавлении со щелочами и содой даёт растворимые соли Cr³⁺ (в отсутствие окислителей):

Cr₂O₃ + 2KOH → 2KCrO₂ + H₂O,

Cr₂O₃ + Na₂CO₃ → 2NaCrO₂ + CO₂↑.

Поскольку Cr₂O₃ — соединение хрома в промежуточной степени окисления, в присутствии сильного окислителя в щелочной среде он окисляется до хромата:

Cr₂O₃ + 3KNO₃ + 2Na₂CO₃ → 2Na₂CrO₄ + 3KNO₂ + 2CO₂↑.,

а сильные восстановители его восстанавливают:

Cr₂O₃ + 2Al → Al₂O₃ + 2Cr.

Химические свойства гидроскида хрома (III)

Относится к группе амфотерных оксидов. В высокодисперсном состоянии растворяется в сильных кислотах с образованием солей хрома(III): Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3H2O, Cr2O3 + 6H+ + 9H2O → 2[Cr(H2O)6]3+. При сплавлении со щелочами и содой даёт растворимые соли Cr3+ (в отсутствие окислителей): Cr2O3 + 2KOH → 2KCrO2 + H2O, Cr2O3 + Na2CO3 → 2NaCrO2 + CO2↑. Поскольку Cr2O3 — соединение хрома в промежуточной степени окисления, в присутствии сильного окислителя в щелочной среде он окисляется до хромата: Cr2O3 + 3KNO3 + 2Na2CO3 → 2Na2CrO4 + 3KNO2 + 2CO2↑., а сильные восстановители его восстанавливают: Cr2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Cr.

Дие́ны — органические соединения, содержащие две двойных связи углерод-углерод. В зависимости от взаимного расположения двойных связей диены подразделяются на три группы: сопряженные диены, в которых двойные связи разделены одинарной (1,3-диены), аллены с кумулированными двойными связями (1,2-диены) и диены с изолированными двойными связями, в которых двойные связи разделены несколькими одинарными. Гетероаналоги диенов, в которых один из ненасыщенных углеродных атомов замещён гетероатомом, называются гетеродиенами^[1].

Обычно к диенам относят ациклические и циклические 1,3-диены, образующие гомологические ряды общих формул и соответственно, ациклические диены являются структурными изомерами алкинов.

Химические свойства азота

Ввиду своей значительной инертности азот при обычных условиях реагирует только с литием:

6Li + N₂ → 2Li₃N,

при нагревании он реагирует с некоторыми другими металлами и неметаллами, также образуя нитриды:

3Mg + N₂ → Mg₃N₂,

2B + N₂ →2BN,

Наибольшее практическое значение имеет нитрид водорода (аммиак) NH₃, получаемый взаимодействием водорода с азотом

Полимериза́ция

(др.-греч. πολυμερής — состоящий из многих частей) — процесс образования высокомолекулярного вещества (полимера) путём многократного присоединения молекул низкомолекулярного вещества (мономера, олигомера) к активным центрам в растущей молекуле полимера. Молекула мономера, входящая в состав полимера, образует т.наз. мономерное (структурное) звено. Элементный состав (молекулярные формулы) мономера и полимера приблизительно одинаков.

Обычно мономерами являются соединения, содержащие кратные связи, которые способны, раскрываясь, образовывать новые связи с другими молекулами, обеспечивая рост цепей.

Механизм полимеризации обычно включает в себя ряд связанных стадий:

• инициирование — зарождение активных центров полимеризации;

• рост (продолжение) цепи — процесс последовательного присоединения молекул мономеров к центрам;

• передача цепи — переход активного центра на другую молекулу;

• разветвление цепи — образование нескольких активных центров из одного;

• обрыв цепи — гибель активных центров.

Полиэтиле́н 

— термопластичный полимер этилена. Является органическим соединением и имеет длинные молекулы …—CH₂—CH₂—CH₂—CH₂—…, где «—» обозначает ковалентные связи между атомами углерода. Самый распространённый в мире пластик^[1].

Представляет собой воскообразную массу белого цвета (тонкие листы прозрачны и бесцветны). Химически- и морозостоек, изолятор, не чувствителен к удару (амортизатор), при нагревании размягчается (80—120°С), при охлаждении застывает, адгезия (прилипание) — чрезвычайно низкая. Иногда в народном сознании отождествляется с целлофаном — похожим материалом растительного происхождения.

_____________________

((( Углерод реагирует со многими элементами. Соединения с неметаллами имеют свои собственные названия — метан, тетрафторметан.

Продукты горения углерода в кислороде являются CO и CO₂ (монооксид углерода и диоксид углерода соответственно). Известен также неустойчивый недооксид углерода С₃О₂ (температура плавления −111 °C, температура кипения 7 °C) и некоторые другие оксиды (например C₁₂O₉, C₅O₂, C₁₂O₁₂). Графит и аморфный углерод начинают реагировать с водородом при температуре 1200 °C, с фтором при 900 °C.

Углекислый газ реагирует с водой, образуя слабую угольную кислоту — H₂CO₃, которая образует соли — карбонаты. На Земле наиболее широко распространены карбонаты кальция (минеральные формы — мел, мрамор, кальцит, известняк и др.) и магния (минеральная форма доломит).

Графит с галогенами, щелочными металлами и др. веществами образует соединения включения. При пропускании электрического разряда между угольными электродами в атмосфере азота образуется циан. При высоких температурах взаимодействием углерода со смесью Н₂ и N₂ получают синильную кислоту:

При реакции углерода с серой получается сероуглерод CS₂, известны также CS и C₃S₂. С большинством металлов, алюминием и кальцием углерод образует карбиды, например:

• (карбид алюминия);

• (карбид кальция).

Важна в промышленности реакция углерода с водяным паром:

(см. газификация твердых топлив).

При нагревании углерод восстанавливает оксиды металлов до металлов. Данное свойство широко используется в металлургической промышленности. )))

Физические и химические свойства щелочноземельных металлов.

Физические -

Все щёлочноземельные металлы — серые, твёрдые при комнатной температуре вещества. В отличие от щелочных металлов, они существенно более твёрдые, и ножом преимущественно не режутся (исключение — стронций). Плотность щёлочноземельных металлов с порядковым номером растёт, хотя явно рост наблюдается только начиная с кальция, который самый лёгкий из них (ρ = 1,55 г/см³), самый тяжёлый — радий, плотность которого примерно равна плотности железа.

Химические –

Щёлочноземельные металлы имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня ns², и являются s-элементами, наряду с щелочными металлами. Имея два валентных электрона, щёлочноземельные металлы легко их отдают, и во всех соединениях имеют степень окисления +2 (очень редко +1).

Химическая активность щёлочноземельных металлов растёт с ростом порядкового номера. Бериллий в компактном виде не реагирует ни с кислородом, ни с галогенами даже при температуре красного каления (до 600 °C, для реакции с кислородом и другими халькогенами нужна ещё более высокая температура, фтор — исключение). Магний защищён оксидной плёнкой при комнатной температуре и более высоких (до 650 °C) температурах и не окисляется дальше. Кальций медленно окисляется и при комнатной температуре вглубь (в присутствии водяных паров), и сгорает при небольшом нагревании в кислороде, но устойчив в сухом воздухе при комнатной температуре. Стронций, барий и радий быстро окисляются на воздухе, давая смесь оксидов и нитридов, поэтому их, так же и как щелочные металлы (и кальций) хранят под слоем керосина.

Оксиды и гидроксиды щёлочноземельных металлов имеют тенденцию к усилению основных свойств с ростом порядкового номера: Be(OH)₂ — амфотерный, нерастворимый в воде гидроксид, но растворим в кислотах (а также проявляет кислотные свойства в присутствии сильных щелочей), Mg(OH)₂ — слабое основание, нерастворимое в воде, Ca(OH)₂ — сильное, но малорастворимое в воде основание, Sr(OH)₂ — лучше растворимо в воде, чем гидроксид кальция, сильное основание (щёлочь) при высоких температурах, близких к точке кипения воды (100 °C), Ba(OH)₂ — сильное основание (щёлочь), по силе не уступающее KOH или NaOH, и Ra(OH)₂ — одна из сильнейших щелочей, очень коррозионное вещество.

Механизм реакции радикального замещения на примере мената

1. Первая стадия (2,3) — инициирование цепи. Она может начаться спонтанно, фотохимически, электрохимически, посредством нагревания или путем химического иницирования^[1].

2. Вторая стадия (4,5) — развитие цепи. На этой стадии радикалы реагируют с молекулами, образуя продукты реакции и новые радикалы.

3. Третья стадия (6,7) — обрыв цепи или рекомбинация свободных радикалов.

Реакции радикального замещения ускоряются в условиях генерирования свободных радикалов и замедляются в присутствии веществ, улавливающих свободные радикалы.