5 ejemplos de enlaces covalentes polares: información y hechos detallados

Entonces, ¿cuáles son ejemplos de enlaces covalentes polares? Un enlace covalente polar se forma cuando los átomos que tienen diferentes electronegatividades comparten electrones entre ellos. Echemos un vistazo a algunos de ellos:

A continuación se analizan algunos ejemplos de enlaces covalentes polares:

Cloruro de nitrosilo (NOCl)

Su sinónimo es regente de Tilden.

PREPARACIÓN

• El compuesto anterior se puede preparar (industrialmente) mediante la reacción entre Ácido clorhídrico y ácido nitrosulfúrico.

• Otro método de preparación (considerado como uno de los más convenientes) es la deshidratación (del ácido nitroso) usando HCL.

• Combinando cloro (directo) con óxido nítrico.

Propiedades

• Este compuesto químico en particular se presenta como un gas (que generalmente es de color amarillo).

• Tiene un punto de fusión (59.4°C) y hierve a (-5.55°C).

• Se observó que reacciona con el agua.

• Se registra que la forma de la molécula es diédrica y tiene hibridación sp2 en nitrógeno.

• Un único componente en agua regia (que tiene 3 partes de clorhídrico concentrado ácido + 1 parte de nítrico concentrado ácido).

Credito de imagen : Wikipedia

Reacciones importantes

• NOCL puede actuar como electrófilo (y también como oxidante) en varias reacciones.

• Usando NOCL junto con ácido sulfúrico, se puede obtener ácido nitrosulfúrico.

• La reacción más importante de NOCL es que tiene el potencial de disolver el platino.

Usos:

• Tiene aplicación en la síntesis de varios compuestos orgánicos importantes.

• Se utiliza para preparar caprolactum, cuando se agrega NOCL a los alquenos se obtiene alfa-clorooxima.

• Cuando los epóxidos reaccionan con NOCL, el producto obtenido es un derivado de alfa-cloronitritoalquilo.

• La aplicación más importante (en la industria) es la preparación de nailon y una sustancia muy importante (reacción de NOCL con ciclohexano –fotoquímico)

Precauciones

Al manipular NOCL, se debe tener mucho cuidado ya que este compuesto es corrosivo y si entra en contacto con la piel o los ojos puede dañarlos gravemente.

HNO₃

• Informado inicialmente por Alberto el grande (y también por Roman Lull).

• Su sinónimo es aqua fortis.

• Johann Rudolf Glauber (17 años^th siglo) dio un proceso de obtención de HNO₃ de la destilación (de nitrato de potasio y ácido sulfúrico).

PREPARACIÓN

• Por la reacción del dióxido de nitrógeno y el agua.

• La preparación comercial se lleva a cabo mediante el proceso de Oswald (oxidación de amoníaco anhidro a óxido nítrico) se utiliza catalizador (platino, gasa de rodio) junto con alta temperatura (500k) y una presión bastante alta (9 atm)

• La preparación de laboratorio se lleva a cabo por descomposición térmica proceso (de nitrato de cobre (ll)) que da gases (dióxido de nitrógeno + oxígeno). Al pasar estos gases por agua se obtiene el compuesto requerido.

Propiedades

• Se presenta como un líquido incoloro o, a veces, amarillo (o rojo).
• Se encuentra que es miscible en agua.
• Tiene punto de fusión (-42 C) y hierve a una temperatura de 83 C.
• Si HNO₃ tiene una concentración inferior al 86% de lo que se denomina ácido nítrico fumante.
• HNO₃ puede sufrir descomposición (térmica) y, por lo tanto, evitar la contaminación con NO₂ tiene que ser almacenado en botellas de vidrio (de color marrón).

Reacciones importantes

• HNO₃ es un ácido bastante fuerte, al reaccionar con una base da ácido sulfúrico.

• HNO₃ tiene el potencial de oxidar metales (metales no activos como el cobre y la plata).

• Tiene capacidad de reaccionar con materiales (orgánicos) que se presentan como peligrosos ya que pueden explotar.

Usos:

• Un compuesto muy importante en la preparación de varios tipos de fertilizantes.

• Material de partida para la producción de muchos explosivos (especialmente TNT).

PRECAUCIONES: (con respecto al HNO concentrado₃)

Este ácido en particular es corrosivo y un agente oxidante muy poderoso, puede quemar totalmente la capa de la piel. Por lo tanto, se debe tener mucho cuidado al trabajar con este ácido.

Leer más sobre: 15 coloresdinate covalénenlace EEjemplos: información detallada y hechos

Monóxido de carbono (CO)

Este gas se puede preparar por uno de los siguientes métodos:

• Al calentar óxidos de metales pesados, por ejemplo, hierro, zinc, etc., con carbono:

• Calentando ácido oxálico o un oxalato con ácido sulfúrico concentrado cuando se desprende una mezcla de dióxido de carbono y monóxido de carbono.

En esta reacción, el ácido sulfúrico concentrado reacciona como agente deshidratante.

• por calentamiento ácido fórmico o formiato de sodio con ácido sulfúrico que actúa como agente deshidratante.

• Por la reducción de dióxido de carbono por carbón al rojo vivo, polvo de zinc o limaduras de hierro.

El dióxido de carbono pasa por cualquiera de estos agentes reductores, se calienta hasta enrojecer y el gas resultante se lava con una solución concentrada de sosa cáustica para eliminar el dióxido de carbono.

• Calentando ferrocianuro de potasio con ácido sulfúrico concentrado.

En esta reacción, no se debe usar ácido sulfúrico diluido ya que da ácido cianhídrico, HCN, que es extremadamente venenoso.

Fabricar:

1. Una mezcla de monóxido de carbono y nitrógeno. (gas pobre) se obtiene soplando aire a través de un lecho de coque al rojo vivo. El dióxido de carbono producido en la parte inferior se reduce a monóxido de carbono.

1. Una mezcla de dióxido de carbono e hidrógeno. (Gas de agua) se obtiene soplando vapor sobre una torta al rojo vivo.

Propiedades:

Físico:

• Es un gas incoloro e insípido con un ligero olor.
• Es muy poco soluble en agua y es casi tan pesado como el aire (densidad de vapor = 14, siendo la del aire 14.4)
• Se condensa a líquido (b p. 83 k) cuando se enfría bajo presión. También se puede convertir en estado sólido (punto de fusión 73 k).
• Es de naturaleza extremadamente venenosa. Una concentración de uno en 800 volúmenes de aire producirá la muerte en 30 minutos.

Se combina con la hemoglobina (materia colorante roja) de la sangre para dar carboxihemoglobina, un compuesto de color rojo cereza y, por lo tanto, lo vuelve inútil como portador de oxígeno. Al ser inodoro, el gas es un veneno traicionero.

Cuando se inhala, primero produce vértigo, luego inconsciencia y finalmente la muerte. Las personas que duermen en habitaciones cerradas con carbón vegetal - fuego ardiendo en el interior han muerto en gran número debido al envenenamiento por monóxido de carbono.

Una víctima de envenenamiento por monóxido de carbono si está inconsciente debe ser llevada al aire libre y recibir respiración artificial con carbógeno, una mezcla de oxígeno y 1% de dióxido de carbono.

Química

• Es neutral frente al tornasol y no se descompone con el calor.
• Ardiente: no favorece la combustión, pero arde en el aire con una llama azul para dar dióxido de carbono.

Usos del monóxido de carbono:

1. El monóxido de carbono se utiliza como combustible (se utiliza en forma de agua o gas pobre).
2. Utilizado en la industria metalúrgica (principalmente de níquel)
3. Producción de varios compuestos (metanol).
4. Se utiliza para la fabricación de artículos utilizados en la guerra y la industria (tintura).
5. También se utiliza para reducir varios compuestos.

Pruebas:

• Arde con una llama azul.

• Reduce el pentóxido de yodo a yodo que se disuelve en disulfuro de carbono, cloroformo o tetracloruro de carbono para dar una solución de color violeta.

Pentóxido de fósforo

PREPARACIÓN:

El pentóxido de fósforo se prepara quemando fósforo en un exceso de aire seco u oxígeno. Las nubes blancas del óxido se condensan en polvo nevado. Se purifica por calentamiento (675-975 k) en una corriente rápida de aire cuando el pentóxido de fósforo se vaporiza y los vapores se condensan.

Propiedades:

•  Es inodoro cuando está puro. El olor a ajo de una muestra común se debe a la presencia de P₄O₆.
• Su densidad de vapor corresponde a la fórmula molecular P₄O₁₀ para el vapor, pero la masa molecular del sólido no se conoce.
• Tiene una gran afinidad por el agua. Se disuelve en agua fría con un silbido y se forma ácido metafosfórico.

• Con agua caliente, da ácido orto-fosfórico, H₃PO₄. Por lo tanto, se denomina anhídrido fosfórico.

• Es un fuerte agente deshidratante y elimina una molécula de agua de una gran cantidad de compuestos inorgánicos y orgánicos. Por ejemplo, el ácido sulfúrico y el ácido nítrico se convierten en sus anhídridos correspondientes, la acetamida se convierte en acetonitrilo y la madera, el papel, etc., se carbonizan.
• Al calentarlo con carbón, se reduce a fósforo rojo.

usos:

Se utiliza como un valioso agente secante y deshidratante.

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estructura:

Teniendo en cuenta la estructura (de P4O10), se encuentra que el átomo de P está conectado con átomos de oxígeno (3 átomos de oxígeno). Y también tiene un enlace coordinado adicional (con un átomo de oxígeno). El enlace PO coordinado terminal (143 pm) es mucho más corto que el bono PO (162 pm).

Agua pesada

• D2O fue descubierto por el renombrado científico de América Urey señor. La molécula de agua pesada contiene dos átomos de hidrógeno pesado combinados con un átomo de oxígeno y está representada por la fórmula D₂O.

• En 1933 (los científicos, a saber, Lewis y Donald) tuvieron éxito en la preparación de agua pesada (siguiendo el proceso de electrólisis) y el agua utilizada tenía álcali.

Preparación:

Por método de electrólisis (el agua debe contener álcali). Fue ideado en 1933 (por Taylor, Erin, Frost). Es un proceso bastante largo que consta de siete pasos (o etapas), y los electrodos utilizados deben ser específicos (el de N / 2-NaOH y el níquel (tira).

Propiedades físicas :

• Agua pesada (D₂O) es un líquido móvil incoloro, inodoro e insípido.
• Casi todas las constantes físicas, p. ej., mp, bp, gravedad específica, viscosidad, calor específico, constante dieléctrica, etc., son más altas que los valores correspondientes para el agua común, como se muestra en la siguiente tabla:

La tensión superficial de D₂O es menor (-67.8) en comparación con 72.75 del agua ordinaria. El índice de refracción también es menor (1.3284) que el de H₂O (1.333 a 293 K). Se supone que es dañino para los organismos vivos.

Plantas como la del tabaco no pueden crecer en D2O. Podemos decir (solubilidad de varias sustancias) son diferentes en agua normal y en agua pesada. )

Propiedades químicas :

• Solo hay una pequeña diferencia (en relación con la naturaleza química, entre el agua normal y el agua pesada). Algunas reacciones importantes se dan a continuación:
• Con óxidos metálicos (p. ej., Na₂O, CaO) da deuteroxidos.

• Con los nitruros libera amoníaco pesado (trideuteroamoníaco).

usos:

•  Se usa comúnmente para estudiar varias reacciones (en organismos), actúa como un marcador en el proceso.
• Se ha empleado en la pila de uranio de reacciones nucleares en lugar de grafito.
• Para la preparación de deuterio.

El agua pesada se fabrica en la fábrica de fertilizantes de Nangal (Punjab) y se suministra a la Comisión de Energía Atómica. Se están instalando unidades adicionales para su fabricación en Rourkela, Trombay, Namrup, Neyveli y Naharkatiya.

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Preguntas frecuentes:

¿Por qué el agua pesada puede representar una amenaza para los organismos vivos?

Ans Is se ha observado que el crecimiento de las plantas se retarda si se cultivan en agua pesada y también si los animales marinos (algunos) cuando se colocan en ella pueden morir.

¿Cuál de los gases anteriores puede combinarse con la hemoglobina y causar una amenaza para los seres humanos?

Ans El monóxido de carbono puede ser muy peligroso para la salud de los seres vivos.

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