NITROGENVALENSER: KONFIGURATION OG FORBINDELSER - KEMI - 2026

De valenser af kvælstof i området fra -3 som ammoniak og aminer, til +5 og salpetersyre (Tyagi, 2009). Dette element udvider ikke valenser som andre.

Kvælstofatom er et kemisk element med atomnummer 7 og det første element i gruppe 15 (tidligere VA) i det periodiske system. Gruppen består af nitrogen (N), fosfor (P), arsen (As), antimon (Sb), vismut (Bi) og moscovium (Mc).

Figur 1: Bohrdiagram over nitrogenatomet.

Elementerne deler visse generelle ligheder i kemisk opførsel, skønt de er klart adskilt fra hinanden kemisk. Disse ligheder afspejler fælles egenskaber ved deres elektroniske strukturer i deres atomer (Sanderson, 2016).

Kvælstof er til stede i næsten alle proteiner og spiller en vigtig rolle i både biokemiske og industrielle anvendelser. Kvælstof danner stærke bindinger på grund af dets evne til tredobbelt binding med et andet nitrogenatom og andre elementer.

Derfor er der en stor mængde energi i nitrogenforbindelser. Før for 100 år siden var der kun kendt lidt om nitrogen. Nu bruges nitrogen ofte til konservering af mad og som gødning (Wandell, 2016).

Elektronisk konfiguration og valenser

I et atom fylder elektroner de forskellige niveauer i henhold til deres energi. De første elektroner fylder de lavere energiniveauer og bevæger sig derefter til et højere energiniveau.

Det yderste energiniveau i et atom er kendt som valensskallen, og de elektroner, der er placeret i denne skal, er kendt som valenselektroner.

Disse elektroner findes hovedsageligt i bindingsdannelse og kemisk reaktion med andre atomer. Derfor er valenselektroner ansvarlige for forskellige elementers kemiske og fysiske egenskaber (Valence Electrons, SF).

Kvælstof har som nævnt tidligere et atomnummer på Z = 7. Dette indebærer, at dens fyldning af elektroner i deres energiniveau eller elektronkonfiguration er 1S ² 2S ² 2P ³.

Det skal huskes, at atomer i naturen altid søger at have den elektroniske konfiguration af ædelgasser, enten ved at vinde, miste eller dele elektroner.

I tilfælde af nitrogen, til ædelgassen der søger en elektronisk konfiguration er neon, hvis atomnummer er Z = 10 (1 S ² 2S ² 2P ⁶) og helium, hvis atomnummer er Z = 2 (1 S ²) (Reusch, 2013).

De forskellige måder, nitrogen har til at kombinere, giver det sin valens (eller oxidationstilstand). I det specifikke tilfælde af nitrogen, fordi det er i den anden periode i den periodiske tabel, er det ikke i stand til at udvide sit valenslag, som de andre elementer i sin gruppe gør.

Det forventes at have valenser på -3, +3 og +5. Kvælstof har imidlertid valenstilstande, der spænder fra -3, som i ammoniak og aminer, til +5, som i salpetersyre. (Tyagi, 2009).

Valensbindingsteorien hjælper med at forklare dannelsen af ​​forbindelser i henhold til elektronkonfigurationen af ​​nitrogen for en given oxidationstilstand. Til dette er det nødvendigt at tage hensyn til antallet af elektroner i valensskallen, og hvor meget der er tilbage til at erhverve en ædelgaskonfiguration.

Nitrogenforbindelser

Figur 2: struktur af molekylært nitrogen med valens 0.

I betragtning af det store antal oxidationstilstande kan nitrogen danne et stort antal forbindelser. I første omgang skal det huskes, at det i tilfælde af molekylært nitrogen per definition er dens 0.

Oxidationstilstanden -3 er en af ​​de mest almindelige for elementet. Eksempler på forbindelser med dette oxidationstrin er ammoniak (NH3), aminer (R3N), ammonium ion (NH ₄ ⁺), iminer (C = NR) og nitriler (C = N).

I oxidationstilstand -2 er nitrogen tilbage med 7 elektroner i dens valensskal. Dette ulige antal elektroner i valensskallen forklarer, hvorfor forbindelser med denne oxidationstilstand har en brobinding mellem to nitrogen. Eksempler på forbindelser med dette oxidationstrin er hydraziner (R ₂ -NNR ₂) og hydrazoner (C = NNR ₂).

I -1 oxidationstilstand efterlades nitrogen med 6 elektroner i valensskallen. Eksempler på nitrogenforbindelser med dette valens er hydroxyl amin (R ₂ NOH) og azo-forbindelser (RN = NR).

I positive oxidationstilstande er nitrogen generelt bundet til oxygenatomer for at danne oxider, oxysalter eller oxidsyrer. I tilfælde af +1-oxidationstilstand har nitrogen 4 elektroner i sin valensskal.

Eksempler på forbindelser med dette valens er dinitrogenoxid eller lattergas (N ₂ O) og nitrosoforbindelser (R = NO) (Reusch, oxidationstrin af nitrogen, 2015).

For tilfældet med oxidationstilstanden +2 er et eksempel nitrogenoxid eller nitrogenoxid (NO), en farveløs gas produceret ved omsætning af metaller med fortyndet salpetersyre. Denne forbindelse er et yderst ustabilt frit radikal, da det reagerer med O ₂ i luft til dannelse af NO ₂ gas.

Nitrit (NO ₂ ^-) i basisk opløsning og salpetersyre (HNO ₂) i syreopløsning er eksempler på forbindelser med oxidationstilstand +3. Disse kan være oxidationsmidler til normalt at producere NO (g) eller reduktionsmidler til dannelse af nitration.

Dinitrogentrioxid (N ₂ O ₃), og nitrogruppen (R-NO ₂) er andre eksempler på nitrogenholdige forbindelser med valensen +3.

Kvælstofdioxid (NO ₂) eller nitrogendioxid er en nitrogenforbindelse med valens +4. Det er en brun gas, der generelt produceres ved omsætning af koncentreret salpetersyre med mange metaller. Dimeriserer til dannelse af N ₂ O ₄.

I tilstand +5 finder vi nitrater og salpetersyre, som er oxidationsmidler i syreopløsninger. I dette tilfælde har nitrogen 2 elektroner i valensskallen, der er i 2S-orbitalen. (Oxidationstilstande af nitrogen, SF).

Der er også forbindelser, såsom nitrosilazid og dinitrogentrioxid, hvor nitrogen har forskellige oxidationstilstande i molekylet. I tilfælde af nitrosilazide (N ₄ O), nitrogen har en valens på -1, 0, +1 og +2; og for dinitrogentrioxid har det en valens på +2 og +4.

Nomenklatur af nitrogenforbindelser

I betragtning af kompleksiteten i kemien med nitrogenforbindelser var den traditionelle nomenklatur ikke nok til at navngive dem, langt mindre identificere dem korrekt. Derfor er blandt andet grunde til, at International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) oprettede en systematisk nomenklatur, hvor forbindelser navngives i henhold til antallet af atomer, de indeholder.

Dette er fordelagtigt, når det gælder navngivning af nitrogenoxider. F.eks nitrogenoxid ville være navngivet nitrogenmonoxid og lattergas (NO) dinitrogenmonoxid (N ₂ O).

Derudover udviklede den tyske kemiker Alfred Stock i 1919 en metode til navngivning af kemiske forbindelser baseret på oxidationstilstanden, som er skrevet i romerske tal indesluttet i parenteser. For eksempel vil nitrogenoxid og nitrogenoxid blive kaldt henholdsvis nitrogenoxid (II) og nitrogenoxid (I) (IUPAC, 2005).

Referencer

1. (2005). NOMENCLATURE OF UORGANIC CHEMISTRY IUPAC-henstillinger 2005. Hentet fra iupac.org.
2. Oxidationstilstande af kvælstof. (SF). Gendannes fra kpu.ca.
3. Reusch, W. (2013, 5. maj). Elektronkonfigurationer i den periodiske tabel. Gendannes fra chemistry.msu.edu.
4. Reusch, W. (2015, 8. august). Oxidationsstater af nitrogen. Gendannes fra chem.libretexts.org.
5. Sanderson, RT (2016, 12. december). Kvælstofgruppeelement. Gendannes fra britannica.com.
6. Tyagi, VP (2009). Væsentlig kemi Xii. Ny deli: Ratna Sagar.
7. Valenselektroner. (SF). Gendannes fra chemistry.tutorvista.com.
8. Wandell, A. (2016, 13. december). Nitrogenkemi. Gendannes fra chem.libretexts.org.