5 exemples de liaisons covalentes polaires : informations et faits détaillés

Alors, quels sont les exemples de liaisons covalentes polaires ? Une liaison covalente polaire se forme lorsque des atomes ayant des électronégativités différentes partagent des électrons entre eux. Jetons un coup d'œil à quelques-uns d'entre eux :

Quelques exemples de liaisons covalentes polaires sont discutés ci-dessous :

Chlorure de nitrosyle (NOCl)

Son synonyme est le régent de Tilden.

Préparation

• Le composé ci-dessus peut être (industriellement) préparé par la réaction entre Acide chlorhydrique et l'acide nitrosulfurique.

• Une autre méthode de préparation (considérée comme l’une des méthodes les plus pratiques) est la déshydratation (de l’acide nitreux) à l’aide de HCL.

• En combinant le chlore (direct) avec l'oxyde nitrique.

biens

• Ce composé chimique particulier se présente sous forme de gaz (qui est généralement de couleur jaune).

• Il a un point de fusion (59.4°C) et bout à (-5.55°C).

• Observé pour réagir avec l'eau.

• La forme de la molécule est enregistrée comme étant dièdre et présente une hybridation sp2 à l’azote.

• Un seul composant de l'eau régale (qui contient 3 parties de chlorhydrique concentré) acide + 1 partie de nitrique concentré acide).

Crédit d'image: Wikipédia

Réactions importantes

• NOCL peut agir comme électrophile (et également comme oxydant) dans diverses réactions.

• En utilisant du NOCL avec de l'acide sulfurique, de l'acide nitrosulfurique peut être obtenu.

• La réaction la plus importante du NOCL est qu’il a le potentiel de dissoudre le platine.

Utilisations:

• A une application dans la synthèse de divers composés organiques importants.

• Utilisé pour préparer le caprolactum, lorsque le NOCL est ajouté aux alcènes, il produit de l'alpha-chlorooxime.

• Lorsque les époxydes réagissent avec NOCL, le produit obtenu est un dérivé d’Alpha – chloronitritoalkyle.

• L'application la plus importante (dans l'industrie) est la préparation du nylon et d'une substance très importante (réaction du NOCL avec le cyclohexane – photochimique)

Précautions :

Lors de la manipulation du NOCL, il faut être très prudent car ce composé s'avère corrosif et s'il entre en contact avec la peau ou les yeux, il peut les endommager gravement.

HNO₃

• Initialement rapporté par Albert le Grand (et aussi Roman Lull).

• Son synonyme est eau forte.

• Johann Rudolf Glauber (17^th siècle) a donné un processus d'obtention de HNO₃ issue de la distillation (du nitrate de potassium et de l'acide sulfurique).

Préparation

• Par la réaction du dioxyde d'azote et de l'eau.

• La préparation commerciale est réalisée selon le procédé Oswald (oxydation de l'ammoniac anhydre en oxyde nitrique). Un catalyseur (platine, gaze de rhodium) est utilisé à haute température (500k) et à une pression assez élevée (9 atm).

• La préparation du laboratoire est effectuée par décomposition thermique procédé (du nitrate de cuivre (ll)) qui donne des gaz (dioxyde d'azote + oxygène). En faisant passer ces gaz dans l'eau, le composé requis est obtenu.

biens

• Il se présente sous forme de liquide incolore ou parfois jaune (ou rouge).
• Il s'avère miscible à l'eau.
• Il a un point de fusion (-42 C) et bout à une température de 83 C.
• Si HNO₃ a une concentration supérieure à moins de 86%, ce qu'on appelle l'acide nitrique fumant.
• HNO₃ peut subir une décomposition (thermique) et donc éviter la contamination par le NO₂ il doit être conservé dans des bouteilles en verre (de couleur marron).

Réactions importantes

• HNO₃ est un acide assez fort, qui réagit avec une base donne de l'acide sulfurique.

• HNO₃ a le potentiel d’oxyder les métaux (métaux non actifs comme le cuivre et l’argent).

• A la capacité de réagir avec des matériaux (organiques) qui se révèlent dangereux car ils peuvent exploser.

Utilisations:

• Un composé très crucial dans la préparation de divers types d’engrais.

• Matière première pour de nombreuses productions d'explosifs (notamment le TNT).

PRÉCAUTIONS : (en ce qui concerne le HNO concentré₃)

Cet acide particulier est corrosif ainsi qu’un agent oxydant très puissant, il peut totalement brûler la couche cutanée. Il faut donc être très prudent lorsqu’on travaille avec cet acide.

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Monoxyde de carbone (CO)

Ce gaz peut être préparé par l'une des méthodes suivantes :

• En chauffant des oxydes de métaux lourds, par exemple, le fer, le zinc, etc., avec du carbone :

• En chauffant de l'acide oxalique ou un oxalate avec de l'acide sulfurique concentré lorsqu'un mélange de dioxyde de carbone et de monoxyde de carbone se dégage.

Dans cette réaction, l’acide sulfurique concentré réagit comme agent déshydratant.

• En réchauffant l'acide formique ou formiate de sodium avec de l'acide sulfurique qui agit comme agent déshydratant.

• Par la réduction du dioxyde de carbone par du charbon chauffé au rouge, de la poussière de zinc ou de la limaille de fer.

Le dioxyde de carbone passe par l'un d'entre eux les agents réducteurs, chauffé jusqu'au rouge et le gaz résultant est lavé avec une solution concentrée de soude caustique pour éliminer le dioxyde de carbone.

• En chauffant du ferrocyanure de potassium avec de l'acide sulfurique concentré.

Dans cette réaction, l'acide sulfurique dilué ne doit pas être utilisé car il donne de l'acide cyanhydrique, HCN, qui est extrêmement toxique.

Fabrication:

1. Un mélange de monoxyde de carbone et d'azote (gaz producteur) est obtenu en soufflant de l'air à travers un lit de coke chauffé au rouge. Le dioxyde de carbone produit dans la partie inférieure est réduit en monoxyde de carbone.

1. Un mélange de dioxyde de carbone et d'hydrogène (Eau gaz) est obtenu en soufflant de la vapeur sur un gâteau rouge.

Propriétés :

Physique:

• C'est un gaz incolore et insipide avec une légère odeur.
• Il est très peu soluble dans l'eau et est presque aussi lourd que l'air (densité de vapeur = 14, celle de l'air étant de 14.4)
• Il se condense en un liquide (b p. 83 k) lorsqu'il est refroidi sous pression. Il peut également être converti à l'état solide (point de fusion 73 k).
• Il est de nature extrêmement toxique. Une concentration d'un volume d'air sur 800 entraînera la mort en 30 minutes.

Il se combine avec l'hémoglobine (matière colorante rouge) du sang pour donner la carboxyhémoglobine, un composé rouge cerise et le rend ainsi inutile comme transporteur d'oxygène. Étant inodore, ce gaz est un poison dangereux.

Lorsqu'il est inhalé, il produit d'abord des vertiges, puis une perte de conscience et enfin la mort. Les personnes dormant dans des pièces fermées avec du charbon de bois – le feu brûlant à l’intérieur sont mortes en grand nombre à cause d’un empoisonnement au monoxyde de carbone.

Une victime d'une intoxication au monoxyde de carbone, si elle est inconsciente, doit être amenée à l'air libre et soumise à la respiration artificielle avec du carbogène, un mélange d'oxygène et 1 % de dioxyde de carbone.

Chemical

• Il est neutre vis-à-vis du tournesol et n'est pas décomposé par la chaleur.
• Brûlure – Il ne favorise pas la combustion mais brûle dans l’air avec une flamme bleue pour produire du dioxyde de carbone.

Utilisations du monoxyde de carbone :

1. Le monoxyde de carbone est utilisé comme combustible (il est utilisé sous forme d'eau ou de gaz de production).
2. Utilisé dans l'industrie métallurgique (principalement du nickel)
3. Production de divers composés (méthanol).
4. Utilisé pour la fabrication d'objets utilisés dans la guerre et dans l'industrie (teinture).
5. Également utilisé pour réduire divers composés.

Essais :

• Il brûle avec une flamme bleue.

• Il réduit le pentoxyde d'iode en iode qui se dissout dans le sulfure de carbone, le chloroforme ou le tétrachlorure de carbone pour donner une solution de couleur violette.

Pentoxyde de phosphore

Préparation:

Le pentoxyde de phosphore est préparé en brûlant du phosphore dans un excès d'air séché ou d'oxygène. Les nuages ​​​​blancs d'oxyde sont condensés en poudre neigeuse. Il est purifié par chauffage (675-975 k) dans un courant d'air rapide lorsque le pentoxyde de phosphore se vaporise et que les vapeurs se condensent.

Propriétés :

•  Il est inodore lorsqu'il est pur. L'odeur d'ail d'un échantillon courant est due à la présence de P₄O₆.
• Sa densité de vapeur correspond à la formule moléculaire P₄O₁₀ pour la vapeur, mais la masse moléculaire du solide n'est pas connue.
• Il a une grande affinité pour l'eau. Il se dissout dans l'eau froide avec un sifflement et de l'acide métaphosphorique se forme.

• Avec de l'eau chaude, on obtient de l'acide ortho-phosphorique, H₃PO₄. On l’appelle donc anhydride phosphorique.

• C'est un puissant agent déshydratant qui élimine une molécule d'eau d'un grand nombre de composés inorganiques et organiques. Par exemple, l'acide sulfurique et l'acide nitrique sont convertis en leurs anhydrides correspondants, l'acétamide est converti en acétonitrile et le bois, le papier, etc. sont carbonisés.
• En chauffant avec du charbon, il est réduit en phosphore rouge.

Utilisations:

Il est utilisé comme agent de séchage et de déshydratation précieux.

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Structure :

Compte tenu de la structure (de P4O10), l'atome de P est connecté à des atomes d'oxygène (3 atomes d'oxygène). Et possède également une liaison de coordination supplémentaire (avec un atome d'oxygène). La liaison P-O de coordonnée terminale (143 pm) est beaucoup plus court que la liaison P-O (162 pm).

Eau lourde

• D2O a été découvert par le célèbre scientifique américain Urey, monsieur. La molécule d'eau lourde contient deux atomes d'hydrogène lourds combinés à un atome d'oxygène et est représentée par la formule D₂O.

• En 1933, les scientifiques Lewis et Donald ont réussi à préparer de l'eau lourde (en suivant le processus d'électrolyse) et l'eau utilisée contenait des alcalis.

Préparation :

Par méthode d'électrolyse (l'eau doit contenir des alcalis). Il a été conçu en 1933 (par Taylor, Erin, Frost). Il s'agit d'un processus assez long comportant sept étapes (ou étapes). Et les électrodes utilisées doivent être spécifiquement (celles de N/2-NaOH et de Nickel (bande).

Propriétés physiques :

• Eau lourde (D₂O) est un liquide mobile incolore, inodore et insipide.
• Presque toutes les constantes physiques, par exemple le point de fusion, le point d'ébullition, la densité, la viscosité, la chaleur spécifique, la constante diélectrique, etc., sont supérieures aux valeurs correspondantes pour l'eau ordinaire, comme indiqué dans le tableau ci-dessous :

La tension superficielle de D₂O est inférieur (-67.8) contre 72.75 pour l'eau ordinaire. L'indice de réfraction est également inférieur (1.3284) à celui de H₂O (1.333 à 293 K). Il est censé être nocif pour les organismes vivants.

Les plantes comme celle du tabac ne peuvent pas pousser dans le D2O. On peut dire que la solubilité de diverses substances est différente dans l'eau normale et dans l'eau lourde. )

Propriétés chimiques :

• Il n'y a que peu de différence (en ce qui concerne la nature chimique, entre l'eau normale et l'eau lourde). Certaines réactions importantes sont indiquées ci-dessous :
• Avec des oxydes métalliques (par exemple Na₂O, CaO) il donne des deutéroxydes.

• Avec les nitrures, il libère de l'ammoniac lourd (trideutéroammoniac).

Utilisations:

•  Il est couramment utilisé pour étudier diverses réactions (dans les organismes), il agit comme traceur dans le processus.
• Il a été utilisé dans la pile d'uranium des réactions nucléaires à la place du graphite.
• Pour la préparation du deutérium.

L'eau lourde est fabriquée à l'usine d'engrais de Nangal (Pendjab) et fournie à la Commission de l'énergie atomique. Des unités supplémentaires pour sa fabrication sont en cours de création à Rourkela, Trombay, Namrup, Neyveli et Naharkatiya.

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FAQ :

Pourquoi l'eau lourde peut constituer une menace pour les organismes vivants ?

Il a été observé que la croissance des plantes est retardée si elles sont cultivées dans de l'eau lourde et que des animaux marins (certains) lorsqu'ils y sont placés peuvent mourir.

Lequel des gaz ci-dessus peut se combiner avec l’hémoglobine et constituer une menace pour les êtres humains ?

Et le monoxyde de carbone peut être très dangereux pour la santé des êtres vivants.

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