5 voorbeelden van polaire covalente bindingen: gedetailleerde inzichten en feiten

Dus, wat zijn voorbeelden van polaire covalente bindingen? Een polaire covalente binding wordt gevormd wanneer atomen die verschillende elektronegativiteiten hebben en elektronen onderling delen. Laten we er een paar bekijken:

Enkele voorbeelden van polaire covalente bindingen worden hieronder besproken:

Nitrosylchloride (NOCl)

Het synoniem is de regent van Tilden.

Voorbereiding

• De bovenstaande verbinding kan (industriële) worden bereid door de reactie tussen Zoutzuur en nitrozwavelzuur.

• Een andere bereidingswijze (die als een van de handigste wordt beschouwd) is dehydratie (van salpeterigzuur) met HCL.

• Door (direct) chloor te combineren met stikstofmonoxide.

Properties

• Deze specifieke chemische verbinding komt voor als een gas (dat meestal geel van kleur is).

• Het heeft een smeltpunt (59.4°C) en kookt bij (-5.55°C).

• Waargenomen om te reageren met water.

• De vorm van het molecuul is geregistreerd als tweevlakkig en heeft sp2-hybridisatie bij stikstof.

• Een enige component in aqua regia (die 3 delen geconcentreerd zoutzuur bevat) zuur + 1 deel geconcentreerd salpeter zuur).

Afbeelding tegoed: Wikipedia

Belangrijke reacties

• NOCL kan bij verschillende reacties als elektrofiel (en ook als oxidant) fungeren.

• Door NOCL samen met zwavelzuur te gebruiken, kan nitrozwavelzuur worden verkregen.

• De belangrijkste reactie van NOCL is dat het platina kan oplossen.

Toepassingen:

• Heeft toepassing bij het synthetiseren van verschillende belangrijke organische verbindingen.

• Gebruikt voor de bereiding van caprolactum, levert NOCL, wanneer het aan alkenen wordt toegevoegd, alfa-chlooroxim op.

• Wanneer epoxiden worden gereageerd met NOCL, is het verkregen product een derivaat van alfa-chloornitritoalkyl.

• Belangrijkste toepassing (in de industrie) is de bereiding van nylon en een zeer belangrijke stof (reactie van NOCL met cyclohexaan – fotochemicaliën)

Voorzorgsmaatregelen

Bij het hanteren van NOCL moet men extra voorzichtig zijn, aangezien deze verbinding bijtend blijkt te zijn en deze ernstig kan beschadigen als deze in contact komt met de huid of ogen.

HNO₃

• Aanvankelijk gemeld door Albert de Grote (en ook Roman Lull).

• Het synoniem is aqua fortis.

• Johann Rudolf Glauber (17 .)^th eeuw) gaf een proces voor het verkrijgen van HNO₃ van destillatie (van kaliumnitraat en zwavelzuur).

Voorbereiding

• Door de reactie van stikstofdioxide en water.

• Commerciële bereiding wordt uitgevoerd door het proces van Oswald (oxidatie van watervrije ammoniak tot stikstofmonoxide) katalysator (platina, rhodiumgaas) wordt gebruikt samen met hoge temperatuur (500k) en vrij hoge druk (9 atm)

• De laboratoriumvoorbereiding wordt uitgevoerd door: thermische ontleding proces (van koper(ll)nitraat) dat gassen geeft (stikstofdioxide + zuurstof). Door deze gassen door water te leiden wordt de benodigde verbinding verkregen.

Properties

• Het komt voor als kleurloze of soms als gele (of rode) vloeistof.
• Het blijkt mengbaar in water te zijn.
• Het heeft een smeltpunt (-42 C) en kookt bij een temperatuur van 83 C.
• Als HNO₃ heeft een concentratie van meer dan 86% dan het rokend salpeterzuur wordt genoemd.
• HNO₃ kan ontleding ondergaan (thermisch) en daarmee contaminatie met NO . vermijden₂ het moet worden bewaard in glazen flessen (bruin van kleur).

Belangrijke reacties

• HNO₃ is een vrij sterk zuur, bij reactie met een base krijg je zwavelzuur.

• HNO₃ heeft de potentie om metalen te oxideren (niet-actieve metalen zoals koper en zilver).

• Heeft het vermogen om te reageren met (organische) materialen die gevaarlijk kunnen zijn omdat ze kunnen exploderen.

Toepassingen:

• Een zeer cruciale verbinding bij het bereiden van verschillende soorten meststoffen.

• Uitgangsmateriaal voor de productie van veel explosieven (vooral TNT).

VOORZORGSMAATREGELEN: (met betrekking tot geconcentreerd HNO₃)

Dit specifieke zuur is zowel bijtend als een zeer krachtig oxidatiemiddel, het kan de huidlaag volledig verbranden. Daarom moet men zeer voorzichtig zijn bij het werken met dit zuur.

Lees meer over: 15 Coeurdineer Covalent Bond Evoorbeelden: Gedetailleerd inzicht en feiten

Koolmonoxide (CO)

Dit gas kan op een van de volgende manieren worden bereid:

• Door verhitting van oxiden van zware metalen, bijv. ijzer, zink, enz., met koolstof:

• Door oxaalzuur of een oxalaat te verhitten met geconcentreerd zwavelzuur wanneer een mengsel van kooldioxide en koolmonoxide ontstaat.

In deze reactie reageert geconcentreerd zwavelzuur als een dehydratatiemiddel.

• door opwarming mierenzuur of natriumformiaat met zwavelzuur dat als dehydratatiemiddel werkt.

• Door de reductie van kooldioxide door roodgloeiende koolstof, zinkstof of ijzervijlsel.

Kooldioxide wordt over een van deze geleid reducerende middelen, verwarmd tot roodheid en het resulterende gas wordt gewassen met een geconcentreerde oplossing van natronloog om kooldioxide te verwijderen.

• Door kaliumferrocyanide te verhitten met geconcentreerd zwavelzuur.

Bij deze reactie mag geen verdund zwavelzuur worden gebruikt, omdat dit blauwzuur geeft, HCN dat uiterst giftig is.

Vervaardiging:

1. Een mengsel van koolmonoxide en stikstof (producent gas) wordt verkregen door lucht door een bed van gloeiend hete cokes te blazen. Kooldioxide geproduceerd in het onderste deel wordt gereduceerd tot koolmonoxide.

1. Een mengsel van koolstofdioxide en waterstof (Watergas) wordt verkregen door stoom over roodgloeiende cake te blazen.

Aantal eigendommen:

Fysiek:

• Het is een kleurloos, smaakloos gas met een zwakke geur.
• Het is zeer slecht oplosbaar in water en bijna net zo zwaar als lucht (dampdichtheid = 14, die van lucht 14.4)
• Het condenseert tot een vloeistof (kp. 83 k) wanneer het onder druk wordt afgekoeld. Het kan ook worden omgezet in vaste toestand (smeltpunt 73 k).
• Het is extreem giftig van aard. Een concentratie van één op 800 luchtvolumes leidt binnen 30 minuten tot de dood.

Het combineert met hemoglobine (rode kleurstof) van het bloed om carboxyhemoglobine te geven, een kersenrode verbinding en maakt het dus onbruikbaar als zuurstofdrager. Omdat het geurloos is, is het gas een verraderlijk gif.

Bij inademing veroorzaakt het eerst duizeligheid, dan bewusteloosheid en uiteindelijk de dood. Mensen die slapen in gesloten kamers met houtskool - vuur dat binnen brandt, zijn in grote aantallen omgekomen als gevolg van koolmonoxidevergiftiging.

Een slachtoffer van koolmonoxidevergiftiging als het bewusteloos is, moet naar buiten worden gebracht en kunstmatige beademing krijgen met carbogen - een mengsel van zuurstof en 1% kooldioxide.

Chemical

• Het is neutraal ten opzichte van lakmoes en wordt niet afgebroken door hitte.
• Branden- Het is geen voorstander van verbranding, maar brandt in lucht met een blauwe vlam om koolstofdioxide te geven.

Gebruik van koolmonoxide:

1. Als brandstof wordt koolmonoxide gebruikt (het wordt gebruikt in de vorm van water of productiegas).
2. Gebruikt in de metallurgie-industrie (meestal van nikkel)
3. Productie van verschillende verbindingen (methanol).
4. Gebruikt voor de vervaardiging van artikelen die worden gebruikt in oorlog en industrie (kleurstof).
5. Ook gebruikt voor het verminderen van verschillende verbindingen.

Testen :

• Het brandt met een blauwe vlam.

• Het reduceert jodiumpentoxide tot jodium dat oplost in koolstofdisulfide, chloroform of koolstoftetrachloride om een ​​violetkleurige oplossing te geven.

Fosforpentoxide

Voorbereiding:

Fosforpentoxide wordt bereid door fosfor te verbranden in een overmaat aan gedroogde lucht of zuurstof. Witte wolken van het oxide worden gecondenseerd tot sneeuwpoeder. Het wordt gezuiverd door verhitting (675-975 k) in een snelle luchtstroom wanneer fosforpentoxide verdampt en de dampen condenseren.

Eigendommen :

•  Het is geurloos als het puur is. De knoflookgeur van een gewoon monster is te wijten aan de aanwezigheid van P₄O₆.
• De dampdichtheid komt overeen met de molecuulformule P₄O₁₀ voor de damp, maar de molecuulmassa van de vaste stof is niet bekend.
• Het heeft een grote affiniteit met water. Het lost met een sissend geluid op in koud water en er ontstaat metafosforzuur.

• Met warm water geeft het ortho-fosforzuur, H₃PO₄. Het wordt daarom fosforzuuranhydride genoemd.

• Het is een sterk dehydraterend middel en verwijdert een watermolecuul uit een groot aantal anorganische en organische verbindingen. Zwavelzuur en salpeterzuur worden bijvoorbeeld omgezet in hun overeenkomstige anhydriden, aceetamide wordt omgezet in acetonitril en hout, papier, enz. worden verkoold.
• Bij verhitting met koolstof wordt het gereduceerd tot rode fosfor.

Toepassingen :

Het wordt gebruikt als een waardevol droog- en dehydratatiemiddel.

Lees meer over: 5+ voorbeelden van dubbele obligaties: gedetailleerde inzichten en feiten

Structuur:

Rekening houdend met de structuur (van P4O10) blijkt het atoom van P verbonden te zijn met zuurstofatomen (3 zuurstofatomen). korter dan PO-obligatie (143 pm).

Zwaar water

• D2O werd ontdekt door de beroemde Amerikaanse wetenschapper Urey, meneer. Het molecuul zwaar water bevat twee zware waterstofatomen gecombineerd met één zuurstofatoom en wordt weergegeven door de formule D₂O.

• In 1933 (wetenschappers Lewis en Donald) waren er succesvol in het bereiden van zwaar water (door het proces van elektrolyse te volgen) en het gebruikte water bevatte alkali.

Bereiding:

Door middel van elektrolyse (water moet alkali bevatten). Het werd bedacht in 1933 (door Taylor, Erin, Frost). Het is een vrij lang proces met zeven stappen (of fasen). En de gebruikte elektroden moeten specifiek zijn (die van N/2-NaOH en nikkel (strip).

Fysieke eigenschappen :

• Zwaar water (D₂O) is een kleurloze, reukloze en smaakloze mobiele vloeistof.
• Bijna alle fysische constanten, bijv. mp, bp, soortelijk gewicht, viscositeit, soortelijke warmte, diëlektrische constante, enz., zijn hoger dan de overeenkomstige waarden voor gewoon water, zoals weergegeven in de onderstaande tabel:

De oppervlaktespanning van D₂O is lager (-67.8) in vergelijking met 72.75 van gewoon water. De brekingsindex is ook lager (1.3284) dan die van H₂O (1.333 bij 293 K). Het zou schadelijk zijn voor levende organismen.

Planten zoals die van tabak kunnen niet groeien in D2O. We kunnen zeggen ( oplosbaarheid van verschillende stoffen) zijn verschillend in normaal water en die in zwaar water. )

Chemische eigenschappen :

• Er is maar weinig verschil (vanwege de chemische aard - tussen normaal water en zwaar water). Enkele belangrijke reacties worden hieronder gegeven:
• Met metaaloxiden (bijv. Na₂O, CaO) het geeft deuteroxiden.

• Met nitriden komt zware ammoniak vrij (trideuteroammoniak).

Toepassingen :

•  Het wordt vaak gebruikt voor het bestuderen van verschillende reacties (in organismen), het fungeert als een tracer in het proces.
• Het is gebruikt in de uraniumstapel van kernreacties in plaats van grafiet.
• Voor de bereiding van deuterium.

Zwaar water wordt geproduceerd in de kunstmestfabriek in Nangal (Punjab) en geleverd aan de Atomic Energy Commission. Extra eenheden voor de productie ervan worden opgezet in Rourkela, Trombay, Namrup, Neyveli en Naharkatiya.

Lees meer over: Triple Bond-voorbeelden: gedetailleerde inzichten en Feiten

Veelgestelde vragen:

Waarom kan zwaar water een bedreiging vormen voor levende organismen?

Ans Is is waargenomen dat plantengroei wordt vertraagd als ze in zwaar water worden gekweekt, ook als zeedieren (sommige) wanneer ze erin worden geplaatst, kunnen sterven.

Welk van de bovengenoemde gassen kan zich combineren met hemoglobine en een bedreiging vormen voor de mens?

Ans Koolmonoxide kan zeer gevaarlijk zijn voor de gezondheid van levende wezens.

Lees ook:

• Voorbeelden van dipooldipoolkrachten
• Interferentie van geluidsvoorbeelden
• Voorbeelden van foto-autotrofe bacteriën
• Voorbeelden van intermoleculaire krachten
• Voorbeelden van beweegbare katrollen
• Voorbeelden van lineaire beweging
• Centripetale kracht voorbeelden definitie faq
• Purine-voorbeelden
• Voorbeelden van eenzaadlobbige
• Monomeer voorbeelden