5 Beispiele für polare kovalente Bindungen: Detaillierte Einblicke und Fakten

Was sind also Beispiele für polare kovalente Bindungen? Eine polare kovalente Bindung entsteht, wenn Atome unterschiedliche Elektronegativitäten haben und Elektronen untereinander teilen. Schauen wir uns einige davon an:

Einige Beispiele für polare kovalente Bindungen werden unten diskutiert:

Nitrosylchlorid (NOCl)

Sein Synonym ist Tildens Regent.

Vorbereitung

• Die obige Verbindung kann (industriell) durch die Reaktion zwischen hergestellt werden Salzsäure und Nitroschwefelsäure.

• Ein weiteres Herstellungsverfahren (das als eines der bequemsten Verfahren angesehen wird) ist die Dehydratisierung (von salpetriger Säure) mit HCL.

• Durch die Kombination von (direktem) Chlor mit Stickstoffmonoxid.

Ferienhäuser

• Diese besondere chemische Verbindung tritt als Gas (das normalerweise eine gelbe Farbe hat) auf.

• Es hat einen Schmelzpunkt (59.4 °C) und siedet bei (-5.55°C).

• Reaktion mit Wasser beobachtet.

• Die Form des Moleküls wird als diederförmig aufgezeichnet und weist eine sp2-Hybridisierung an Stickstoff auf.

• Eine einzige Komponente in Königswasser (das 3 Teile konzentrierte Salzsäure enthält Säure + 1 Teil konzentrierte Salpetersäure Acid).

Bildnachweis: Wikipedia

Wichtige Reaktionen

• NOCL kann in verschiedenen Reaktionen als Elektrophil (und auch als Oxidationsmittel) wirken.

• Durch die Verwendung von NOCL zusammen mit Schwefelsäure kann Nitroschwefelsäure erhalten werden.

• Die wichtigste Reaktion von NOCL besteht darin, dass es das Potenzial hat, Platin aufzulösen.

Verwendung:

• Hat Anwendung bei der Synthese verschiedener wichtiger organischer Verbindungen.

• Wird zur Herstellung von Caprolactum verwendet. Wenn NOCL zu Alkenen hinzugefügt wird, entsteht Alpha-Chloroxim.

• Wenn Epoxide mit NOCL umgesetzt werden, ist das erhaltene Produkt ein Derivat von Alpha – Chlornitritoalkyl.

• Wichtigste Anwendung (in der Industrie) ist die Herstellung von Nylon und eine sehr wichtige Substanz (Reaktion von NOCL mit Cyclohexan – Photochemikalien)

Sicherheitsvorkehrungen

Beim Umgang mit NOCL ist besondere Vorsicht geboten, da sich diese Verbindung als ätzend herausstellt und bei Kontakt mit Haut oder Augen diese schwer schädigen kann.

Hno₃

• Ursprünglich von Albert dem Großen (und auch Roman Lull) berichtet.

• Sein Synonym ist aqua fortis.

• Johann Rudolf Glauber (17^th Jahrhundert) ein Verfahren zur Gewinnung von HNO₃ aus Destillation (von Kaliumnitrat und Schwefelsäure).

Vorbereitung

• Durch die Reaktion von Stickstoffdioxid und Wasser.

• Die kommerzielle Herstellung erfolgt nach dem Oswald-Verfahren (Oxidation von wasserfreiem Ammoniak zu Stickoxid) Katalysator (Platin, Rhodium-Netz) wird zusammen mit hoher Temperatur (500 k) und ziemlich hohem Druck (9 atm) verwendet.

• Die Laborvorbereitung erfolgt durch thermische Zersetzung Prozess (von Kupfer(ll)nitrat), der Gase (Stickstoffdioxid + Sauerstoff) ergibt. Leitet man diese Gase durch Wasser, erhält man die gewünschte Verbindung.

Ferienhäuser

• Es kommt als farblose oder manchmal als gelbe (oder rote) Flüssigkeit vor.
• Es wird festgestellt, dass es mit Wasser mischbar ist.
• Es hat einen Schmelzpunkt (-42 °C) und siedet bei einer Temperatur von 83 °C.
• Wenn HNO₃ hat eine Konzentration von mehr als weniger als 86% als rauchende Salpetersäure.
• Hno₃ zersetzen können (thermisch) und somit eine Kontamination mit NO . vermieden werden₂ es muss in Glasflaschen (braune Farbe) aufbewahrt werden.

Wichtige Reaktionen

• Hno₃ ist eine ziemlich starke Säure, die bei Reaktion mit einer Base Schwefelsäure ergibt.

• Hno₃ hat das Potenzial, Metalle zu oxidieren (inaktive Metalle wie Kupfer und Silber).

• Kann mit (organischen) Materialien reagieren, die gefährlich sein können, da sie explodieren können.

Verwendung:

• Eine sehr wichtige Verbindung bei der Herstellung verschiedener Arten von Düngemitteln.

• Ausgangsmaterial für viele Explosivstoffe (insbesondere TNT).

VORSICHTSMASSNAHMEN: (in Bezug auf konzentrierte HNO₃)

Diese spezielle Säure ist sowohl ätzend als auch ein sehr starkes Oxidationsmittel, sie kann die Hautschicht vollständig verbrennen. Daher sollte man bei der Arbeit mit dieser Säure sehr vorsichtig sein.

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Kohlenmonoxid (CO)

Dieses Gas kann nach einem der folgenden Verfahren hergestellt werden:

• Durch Erhitzen von Oxiden von Schwermetalle, zB Eisen, Zink usw., mit Kohlenstoff:

• Durch Erhitzen von Oxalsäure oder einem Oxalat mit konzentrierter Schwefelsäure entsteht bei der Entwicklung ein Gemisch aus Kohlendioxid und Kohlenmonoxid.

Bei dieser Reaktion reagiert konzentrierte Schwefelsäure als Entwässerungsmittel.

• Durch Erwärmung Ameisensäure oder Natriumformiat mit Schwefelsäure, die als Dehydratisierungsmittel wirkt.

• Durch die Reduzierung von Kohlendioxid durch glühende Kohle, Zinkstaub oder Eisenspäne.

Über eines davon wird Kohlendioxid geleitet Reduktionsmittel, bis zur Rötung erhitzt und das entstehende Gas mit einer konzentrierten Natronlauge gewaschen, um Kohlendioxid zu entfernen.

• Durch Erhitzen von Kaliumferrocyanid mit konzentrierter Schwefelsäure.

Bei dieser Reaktion darf keine verdünnte Schwefelsäure verwendet werden, da sie Blausäure, HCN, ergibt, die äußerst giftig ist.

Herstellung:

1. Eine Mischung aus Kohlenmonoxid und Stickstoff (Erzeugergas) wird gewonnen, indem Luft durch ein Bett aus glühendem Koks geblasen wird. Das im unteren Teil entstehende Kohlendioxid wird zu Kohlenmonoxid reduziert.

1. Eine Mischung aus Kohlendioxid und Wasserstoff (Wassergas) wird durch Blasen von Dampf über glühenden Kuchen erhalten.

Eigenschaften:

Physisch:

• Es ist ein farbloses, geschmackloses Gas mit schwachem Geruch.
• Es ist in Wasser sehr schwer löslich und fast so schwer wie Luft (Dampfdichte = 14, die von Luft 14.4)
• Beim Abkühlen unter Druck kondensiert es zu einer Flüssigkeit (b S. 83 k). Es kann auch in den festen Zustand überführt werden (Schmelzpunkt 73 k).
• Es ist von Natur aus extrem giftig. Eine Konzentration von einem von 800 Luftvolumen führt in 30 Minuten zum Tod.

Es verbindet sich mit Hämoglobin (roter Farbstoff) des Blutes zu Carboxyhämoglobin, einer kirschroten Verbindung und macht es somit als Sauerstoffträger unbrauchbar. Da das Gas geruchlos ist, ist es ein tückisches Gift.

Beim Einatmen erzeugt es zunächst Schwindel, dann Bewusstlosigkeit und schließlich den Tod. Menschen, die in geschlossenen Räumen mit Holzkohle schlafen – im Inneren brennendes Feuer, sind in großer Zahl an einer Kohlenmonoxidvergiftung gestorben.

Ein Opfer einer Kohlenmonoxidvergiftung sollte bei Bewusstlosigkeit ins Freie gebracht und mit Carbogen - einem Gemisch aus Sauerstoff und 1 % Kohlendioxid - künstlich beatmet werden.

Chemical

• Es ist gegenüber Lackmus neutral und wird nicht durch Hitze zersetzt.
• Brennen - Es unterstützt die Verbrennung nicht, verbrennt jedoch in Luft mit einer blauen Flamme, um Kohlendioxid zu erzeugen.

Verwendung von Kohlenmonoxid:

1. Kohlenmonoxid wird als Brennstoff verwendet (es wird in Form von Wasser oder Produktionsgas verwendet).
2. Verwendung in der Metallurgieindustrie (meist aus Nickel)
3. Herstellung verschiedener Verbindungen (Methanol).
4. Zur Herstellung von Kriegs- und Industrieartikeln (Farbstoff).
5. Wird auch zum Reduzieren verschiedener Verbindungen verwendet.

Prüfungen:

• Es brennt mit blauer Flamme.

• Es reduziert Jodpentoxid zu Jod, das sich in Schwefelkohlenstoff, Chloroform oder Tetrachlorkohlenstoff zu einer violett gefärbten Lösung auflöst.

Phosphorpentoxid

Vorbereitung:

Phosphorpentoxid wird durch Verbrennen von Phosphor in einem Überschuss an getrockneter Luft oder Sauerstoff hergestellt. Weiße Oxidwolken verdichten sich zu Schneepulver. Es wird durch Erhitzen (675-975 k) in einem schnellen Luftstrom gereinigt, wenn Phosphorpentoxid verdampft und die Dämpfe kondensiert werden.

Eigenschaften :

•  Es ist geruchlos, wenn es rein ist. Der Knoblauchgeruch einer gewöhnlichen Probe ist auf das Vorhandensein von P . zurückzuführen₄O₆.
• Seine Dampfdichte entspricht der Summenformel P₄O₁₀ für den Dampf aber die Molekülmasse des Festkörpers ist nicht bekannt.
• Es hat eine große Affinität zu Wasser. Es löst sich in kaltem Wasser mit einem zischenden Geräusch auf und es entsteht Metaphosphorsäure.

• Mit heißem Wasser ergibt sich ortho-Phosphorsäure, H₃PO₄. Es wird daher als Phosphorsäureanhydrid bezeichnet.

• Es ist ein starkes Entwässerungsmittel und entfernt ein Wassermolekül aus einer Vielzahl von anorganischen und organischen Verbindungen. Beispielsweise werden Schwefelsäure und Salpetersäure in ihre entsprechenden Anhydride umgewandelt, Acetamid wird in Acetonitril umgewandelt und Holz, Papier usw. werden verkohlt.
• Beim Erhitzen mit Kohle wird es zu rotem Phosphor reduziert.

Verwendet:

Es wird als wertvolles Trocken- und Entwässerungsmittel verwendet.

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Struktur:

Unter Berücksichtigung der Struktur ( von P4O10 ) wird festgestellt, dass das Atom von P mit Sauerstoffatomen ( 3 Sauerstoffatome ) verbunden ist. Und es hat auch eine zusätzliche koordinative Bindung ( mit Sauerstoffatom ). Die terminale koordinative PO-Bindung (143 pm) ist viel kürzer als die PO-Bindung (162 pm).

Schweres Wasser

• D2O wurde von dem renommierten amerikanischen Wissenschaftler Urey Sir entdeckt. Das Molekül des schweren Wassers enthält zwei schwere Wasserstoffatome kombiniert mit einem Sauerstoffatom und wird durch die Formel D . dargestellt₂O.

• Im Jahr 1933 (Wissenschaftler Lewis und Donald) gelang es, schweres Wasser herzustellen (indem sie dem Verfahren der Elektrolyse folgten) und das verwendete Wasser enthielt Alkalien.

Zubereitung:

Durch Elektrolyseverfahren (Wasser sollte Alkali enthalten). Es wurde 1933 (von Taylor, Erin, Frost) erfunden. Es ist ein ziemlich langer Prozess mit sieben Schritten (oder Stufen). Und Elektroden sollten speziell verwendet werden (die von N/2-NaOH und Nickel (Streifen).

Physikalische Eigenschaften :

• Schweres Wasser (D₂O) ist eine farblose, geruchlose und geschmacklose bewegliche Flüssigkeit.
• Fast alle physikalischen Konstanten, z. B. mp, bp, spezifisches Gewicht, Viskosität, spezifische Wärme, Dielektrizitätskonstante usw., sind höher als die entsprechenden Werte für normales Wasser, wie in der folgenden Tabelle gezeigt:

Die Oberflächenspannung von D₂O ist niedriger (-67.8) im Vergleich zu 72.75 von gewöhnlichem Wasser. Der Brechungsindex ist auch niedriger (1.3284) als der von H₂O (1.333 bei 293 K). Es soll lebende Organismen schädigen.

Pflanzen wie die von Tabak können in D2O nicht wachsen. Wir können sagen (Löslichkeit verschiedener Stoffe) sind in normalem Wasser unterschiedlich und die in schwerem Wasser. )

Chemische Eigenschaften :

• Es gibt nur einen geringen Unterschied ( bezüglich der chemischen Natur - zwischen dem normalen Wasser und dem schweren Wasser ). Einige wichtige Reaktionen sind nachfolgend aufgeführt:
• Mit Metalloxiden (zB Na₂O, CaO) gibt es Deuteroxide.

• Mit Nitriden setzt es schweres Ammoniak (Trideuteroammoniak) frei.

Verwendet:

•  Es wird häufig zur Untersuchung verschiedener Reaktionen (in Organismen) verwendet, es fungiert dabei als Tracer.
• Es wurde anstelle von Graphit im Uranhaufen von Kernreaktionen verwendet.
• Zur Herstellung von Deuterium.

Schweres Wasser wird in der Düngemittelfabrik Nangal (Punjab) hergestellt und an die Atomenergiekommission geliefert. In Rourkela, Trombay, Namrup, Neyveli und Naharkatiya werden weitere Produktionseinheiten errichtet.

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Häufig gestellte Fragen:

Warum kann schweres Wasser eine Bedrohung für lebende Organismen darstellen?

Ans Is wurde beobachtet , dass das Pflanzenwachstum verzögert wird , wenn es in schwerem Wasser angebaut wird , auch wenn Meerestiere ( einige ) darin sterben können .

Welches der oben genannten Gase kann sich mit Hämoglobin verbinden und eine Bedrohung für den Menschen darstellen?

Antwort Kohlenmonoxid kann für die Gesundheit von Lebewesen sehr gefährlich sein.

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