5 příkladů polárních kovalentních vazeb: podrobné poznatky a fakta

Jaké jsou tedy příklady polárních kovalentních vazeb? Polární kovalentní vazba se vytvoří, když atomy, které mají různé elektronegativity a sdílejí mezi sebou elektrony. Pojďme se na některé z nich podívat:

Některé příklady polárních kovalentních vazeb jsou diskutovány níže:

Nitrosylchlorid (NOCl)

Jeho synonymem je Tildenův regent.

PŘÍPRAVA

• Výše uvedená sloučenina může být (průmyslově) připravena reakcí mezi Kyselina chlorovodíková a kyselina nitrosírová.

• Další metodou přípravy (považovanou za jednu z nejpohodlnějších metod) je dehydratace (kyseliny dusité) pomocí HCL.

• Sloučením (přímého) chlóru s oxidem dusnatým.

Nemovitosti

• Tato konkrétní chemická sloučenina se vyskytuje jako plyn (který má obvykle žlutou barvu).

• Má bod tání (59.4 °C) a vře (-5.55 °C).

• Pozorována reakce s vodou.

• Tvar molekuly je zaznamenán jako dihedrický a má hybridizaci sp2 na dusíku.

• Jediná složka v aqua regia (která má 3 díly koncentrované kyseliny chlorovodíkové kys. + 1 díl koncentrované dusičné kyselina).

Obrázek kreditu: Wikipedia

Důležité reakce

• NOCL může působit jako elektrofil (a také jako oxidant) v různých reakcích.

• Použitím NOCL spolu s kyselinou sírovou lze získat kyselinu nitrosírovou.

• Nejdůležitější reakcí NOCL je, že má potenciál rozpouštět platinu.

Použití:

• Má uplatnění při syntéze různých důležitých organických sloučenin.

• Používá se pro přípravu kaprolakta, když se k alkenům přidá NOCL, vzniká alfa-chloroxim.

• Při reakci epoxidů s NOCL je získaný produkt derivátem Alfa – chlornitritoalkylu.

• Nejdůležitější aplikací (v průmyslu) je příprava Nylonu a velmi důležité látky (reakce NOCL s cyklohexanem – fotochemikálie)

Opatření

Při manipulaci s NOCL je třeba dbát zvýšené opatrnosti, protože tato sloučenina je žíravá a pokud se dostane do kontaktu s kůží nebo očima, může je vážně poškodit.

HNO₃

• Původně hlásil Albert Veliký (a také Roman Lull).

• Jeho synonymem je aqua fortis.

• Johann Rudolf Glauber (17^th století) dal proces získávání HNO₃ z destilace (dusičnanu draselného a kyseliny sírové).

PŘÍPRAVA

• Reakcí oxidu dusičitého a vody.

• Komerční příprava se provádí procesem Oswald (oxidace bezvodého amoniaku na oxid dusnatý), používá se katalyzátor (platina, rhodium gáza) spolu s vysokou teplotou (500 k) a poměrně vysokým tlakem (9 atm)

• Laboratorní přípravu provádí tepelný rozklad proces (dusičnanu měďnatého), který poskytuje plyny (oxid dusičitý + kyslík). Při průchodu těchto plynů vodou se získá požadovaná sloučenina.

Nemovitosti

• Vyskytuje se jako bezbarvá nebo někdy jako žlutá (nebo červená) kapalina.
• Bylo zjištěno, že je mísitelný s vodou.
• Má bod tání (-42 C) a vře při teplotě 83 C.
• Pokud HNO₃ má koncentraci více než méně než 86 %, než se nazývá dýmavá kyselina dusičná.
• HNO₃ může podléhat rozkladu (tepelnému), a tím zabránit kontaminaci NO₂ musí být skladován ve skleněných lahvích (hnědé barvy).

Důležité reakce

• HNO₃ je poměrně silná kyselina, při reakci se zásadou poskytuje kyselinu sírovou.

• HNO₃ má potenciál oxidovat kovy (neaktivní kovy jako měď a stříbro).

• Má schopnost reagovat s materiály (organickými), které představují nebezpečí, protože mohou explodovat.

Použití:

• Velmi důležitá sloučenina při přípravě různých druhů hnojiv.

• Výchozí materiál pro výrobu mnoha výbušnin (zejména TNT).

BEZPEČNOSTNÍ OPATŘENÍ: (s ohledem na koncentrovanou HNO₃)

Tato konkrétní kyselina je žíravá a také velmi silné oxidační činidlo, může totálně popálit vrstvu pokožky. Při práci s touto kyselinou je proto třeba být velmi opatrný.

Přečtěte si více o: 15 Coordinate Covalent Bond Epříklady: Podrobný přehled a fakta

Oxid uhelnatý (CO)

Tento plyn lze připravit jedním z následujících způsobů:

• Zahříváním oxidů těžké kovy, např. železo, zinek atd., s uhlíkem:

• Zahříváním kyseliny šťavelové nebo šťavelanu s koncentrovanou kyselinou sírovou, když se vyvíjí směs oxidu uhličitého a oxidu uhelnatého.

Při této reakci reaguje koncentrovaná kyselina sírová jako dehydratační činidlo.

• Zahříváním kyselina mravenčí nebo mravenčan sodný s kyselinou sírovou, která působí jako dehydratační činidlo.

• Redukcí oxidu uhličitého rozžhaveným uhlíkem, zinkovým prachem nebo železnými pilinami.

Oxid uhličitý prochází kterýmkoli z nich redukční činidla, zahřeje se do červena a výsledný plyn se promyje koncentrovaným roztokem louhu sodného, ​​aby se odstranil oxid uhličitý.

• Zahříváním ferrokyanidu draselného s koncentrovanou kyselinou sírovou.

Při této reakci se nesmí používat zředěná kyselina sírová, protože poskytuje kyselinu kyanovodíkovou, HCN, která je extrémně jedovatá.

Výroba:

1. Směs oxidu uhelnatého a dusíku (výrobní plyn) se získává profukováním vzduchu ložem rozžhaveného koksu. Oxid uhličitý produkovaný ve spodní části se redukuje na oxid uhelnatý.

1. Směs oxidu uhličitého a vodíku (Vodní plyn) se získává foukáním páry přes rozpálený koláč.

Vlastnosti:

Fyzický :

• Je to bezbarvý plyn bez chuti se slabým zápachem.
• Je velmi málo rozpustný ve vodě a je téměř stejně těžký jako vzduch (hustota par = 14, hustota vzduchu je 14.4)
• Při ochlazení pod tlakem kondenzuje na kapalinu (b str. 83 k). Může být také převeden do pevného skupenství (bod tání 73 k).
• V přírodě je prudce jedovatý. Koncentrace jeden z 800 objemů vzduchu způsobí smrt za 30 minut.

Slučuje se s hemoglobinem (červené barvivo) krve za vzniku karboxyhemoglobinu, třešňově červené sloučeniny, a tím se stává nepoužitelným jako přenašeč kyslíku. Plyn je bez zápachu zrádný jed.

Při vdechnutí nejprve vyvolá závratě, pak bezvědomí a nakonec smrt. Lidé, kteří spali v uzavřených místnostech s dřevěným uhlím – oheň hořící uvnitř, umíral ve velkém počtu na otravu oxidem uhelnatým.

Oběť otravy oxidem uhelnatým, pokud je v bezvědomí, by měla být vynesena na otevřené místo a měla by se mu dát umělé dýchání s karbogenem – směsí kyslíku a 1% oxidu uhličitého.

Chemical

• K lakmusu je neutrální a teplem se nerozkládá.
• Spalování – nepodporuje spalování, ale hoří na vzduchu modrým plamenem za vzniku oxidu uhličitého.

Použití oxidu uhelnatého:

1. Jako palivo se používá oxid uhelnatý (používá se ve formě vody nebo generátorového plynu).
2. Používá se v metalurgickém průmyslu (většinou niklu)
3. Výroba různých sloučenin (metanol).
4. Používá se k výrobě předmětů používaných ve válce a průmyslu (barvivo).
5. Používá se také pro redukci různých sloučenin.

testy:

• Hoří modrým plamenem.

• Redukuje oxid jodný na jód, který se rozpouští v sirouhlíku, chloroformu nebo tetrachlormethanu za vzniku fialově zbarveného roztoku.

Oxid fosforečný

PŘÍPRAVA:

Oxid fosforečný se připravuje spalováním fosforu v přebytku vysušeného vzduchu nebo kyslíku. Bílá oblaka oxidu kondenzují na sněhový prášek. Čistí se zahříváním (675-975 k) v rychlém proudu vzduchu, kdy se oxid fosforečný odpařuje a páry kondenzují.

Vlastnosti:

•  V čistém stavu je bez zápachu. Česnekový zápach běžného vzorku je způsoben přítomností P₄O₆.
• Jeho hustota par odpovídá molekulovému vzorci P₄O₁₀ pro páru, ale molekulová hmotnost pevné látky není známa.
• Má velkou afinitu k vodě. Ve studené vodě se se syčivým zvukem rozpouští a vzniká kyselina metafosforečná.

• S horkou vodou poskytuje kyselinu ortho-fosforečnou, H₃PO₄. Proto se nazývá anhydrid kyseliny fosforečné.

• Je to silné dehydratační činidlo a odstraňuje molekulu vody z velkého množství anorganických a organických sloučenin. Například kyselina sírová a kyselina dusičná se přemění na odpovídající anhydridy, acetamid se přemění na acetonitril a dřevo, papír atd. se zuhelnatí.
• Při zahřívání uhlíkem se redukuje na červený fosfor.

Použití:

Používá se jako cenné vysoušecí a dehydratační činidlo.

Přečtěte si více o: 5+ Příklady dvojitých dluhopisů: Podrobné poznatky a fakta

Struktura:

Vezmeme-li v úvahu strukturu (z P4O10), bylo zjištěno, že atom P je spojen s atomy kyslíku (3 atomy kyslíku). A má také souřadnicovou vazbu navíc (s atomem kyslíku). Koncová souřadnicová vazba PO (143 pm) je mnohem kratší než dluhopis PO (162 pm).

Těžká voda

• D2O objevil známý americký vědec Urey, pane. Molekula těžké vody obsahuje dva těžké atomy vodíku spojené s jedním atomem kyslíku a je reprezentována vzorcem D₂O.

• V roce 1933 (vědci jmenovitě Lewis a Donald) byli úspěšní při přípravě těžké vody (podle procesu elektrolýzy) a použitá voda měla v sobě alkálie.

Příprava:

Metodou elektrolýzy (voda by měla obsahovat alkálie). Byl navržen v roce 1933 ( Taylor , Erin, Frost ). Je to poměrně dlouhý proces, který má sedm kroků (nebo fází). A použité elektrody by měly být specificky (ty z N/2-NaOH a niklu (proužek).

Fyzikální vlastnosti :

• Těžká voda (D₂O) je bezbarvá pohyblivá kapalina bez zápachu a chuti.
• Téměř všechny fyzikální konstanty, např. mp, bp, specifická hmotnost, viskozita, specifické teplo, dielektrická konstanta atd., jsou vyšší než odpovídající hodnoty pro běžnou vodu, jak je uvedeno v tabulce níže:

Povrchové napětí D₂O je nižší (-67.8) oproti 72.75 běžné vody. Index lomu je také nižší (1.3284) než u H₂O (1.333 při 293 K). Předpokládá se, že je škodlivý pro živé organismy.

Rostliny jako tabák nemohou růst v D2O. Dá se říci, že (rozpustnost různých látek) se liší v normální vodě a v těžké vodě. )

Chemické vlastnosti:

• Existuje jen malý rozdíl (s chemickou povahou - mezi normální vodou a těžkou vodou). Některé důležité reakce jsou uvedeny níže:
• S oxidy kovů (např₂O, CaO) dává deuteroxidy.

• S nitridy uvolňuje těžký amoniak (trideuteroamoniak).

Použití:

•  Běžně se používá pro studium různých reakcí (v organismech), v procesu působí jako indikátor.
• Byl použit v uranové hromadě jaderných reakcí místo grafitu.
• Pro přípravu deuteria.

Těžká voda se vyrábí v továrně na hnojiva v Nangalu (Paňdžáb) a dodává se Komisi pro atomovou energii. Další jednotky pro jeho výrobu se zřizují v Rourkele, Trombay, Namrup, Neyveli a Naharkatiya.

Přečtěte si více o: Příklady trojitého dluhopisu: Podrobné statistiky a Fakta

FAQ:

Proč může těžká voda představovat hrozbu pro živé organismy?

Ans Is bylo pozorováno, že růst rostlin je zpomalen, pokud jsou pěstovány v těžké vodě, a také pokud mořští živočichové (někteří), když jsou do ní umístěni, mohou zemřít.

Který z výše uvedených plynů se může kombinovat s hemoglobinem a způsobit ohrožení lidských bytostí?

Ans Oxid uhelnatý může být velmi nebezpečný pro zdraví živých bytostí.