- Oxidationsnumre for nitrogen og ilt i deres oxider
- Forskellige formuleringer og nomenklaturer
- Lattergas (N 2 O)
- Kvælstofdioxid og tetroxid (NO
- Dinitrogenpentoxid (N
- Referencer
De nitrogenoxider er i det væsentlige gasformige uorganiske forbindelser indeholdende blandt nitrogen og oxygen. Dets gruppekemiske formel er NO x, hvilket indikerer, at oxider har forskellige forhold mellem ilt og nitrogen.
Nitrogenhoveder gruppe 15 på det periodiske system, mens ilthoveder gruppe 16; begge elementer er medlemmer af periode 2. Denne nærhed er årsagen til, at N-O-bindingerne i oxider er kovalente. Således er bindingerne i nitrogenoxider kovalente.
Alle disse bindinger kan forklares ved hjælp af molekylær orbital teori, der afslører paramagnetismen (et uparret elektron i den sidste molekylære orbital) af nogle af disse forbindelser. Af disse er de mest almindelige forbindelser nitrogenoxid og nitrogendioxid.
Molekylet i det øverste billede svarer til vinkelstrukturen i gasfasen af nitrogendioxid (NO 2). I modsætning hertil har nitrogenoxid (NO) en lineær struktur (i betragtning af sp-hybridisering for begge atomer).
Kvælstofoxider er gasser, der produceres af mange menneskelige aktiviteter, fra at køre et køretøj eller ryge cigaretter til industrielle processer såsom forurenende affald. Imidlertid produceres NO naturligvis ved enzymatiske reaktioner og lynets virkning i elektriske storme: N 2 (g) + O 2 (g) => 2NO (g)
Strålingernes høje temperaturer bryder energibarrieren, der forhindrer, at denne reaktion finder sted under normale forhold. Hvilken energibarriere? At dannet af tredobbeltbindingen N≡N, hvilket gør det N 2 molekylet en inert gas i atmosfæren.
Oxidationsnumre for nitrogen og ilt i deres oxider
Elektronkonfigurationen for ilt er 2s 2 2p 4, der kun behøver to elektroner for at fuldføre octetten på dens valensskal; det vil sige, det kan få to elektroner og have et oxidationsnummer lig med -2.
På den anden side er elektronkonfigurationen for nitrogen 2s 2 2p 3, idet den kan få op til tre elektroner til at fylde dens valentoktet; for eksempel i tilfælde af ammoniak (NH 3) det har en oxidationstrin lig med -3. Men ilt er meget mere elektronegativt end brint og "tvinger" nitrogen til at dele dets elektroner.
Hvor mange elektroner kan nitrogen dele med ilt? Hvis du deler elektronerne i din valensskal en efter en, når du grænsen på fem elektroner, svarende til et oxidationsnummer på +5.
Afhængig af hvor mange bindinger det danner med ilt, varierer oxidationstallet af nitrogen derfor fra +1 til +5.
Forskellige formuleringer og nomenklaturer
Kvælstofoxider, i stigende rækkefølge af kvælstofoxidationsantal, er:
- N 2 O, lattergas (+1)
- NO, nitrogenoxid (+2)
- N 2 O 3, dinitrogentrioxid (+3)
- NO 2, nitrogendioxid (+4)
- N 2 O 5, dinitrogenpentoxid (+5)
Lattergas (N 2 O)
Stiplede linjer i strukturen indikerer dobbeltbindingsresonans. Som alle atomer har de Sp 2- hybridisering, molekylet er fladt, og de molekylære interaktioner er tilstrækkelig effektive til, at nitrogentrioxid kan eksistere som et blåt fast stof under -101ºC. Ved højere temperaturer smelter den og dissocieres til NO og NO 2.
Hvorfor er det adskilt? Da oxidationsnumrene +2 og +4 er mere stabile end +3, er sidstnævnte til stede i oxidet for hvert af de to nitrogenatomer. Dette kan igen forklares med stabiliteten af de molekylære orbitaler, der er resultatet af disproportionen.
På billedet svarer venstre side af N 2 O 3 til NO, mens højre side til NO 2. Logisk set produceres det ved sammenblanding af de foregående oxider ved meget kolde temperaturer (-20 ° C). N 2 O 3 er salpetersyrling anhydrid (HNO 2).
Kvælstofdioxid og tetroxid (NO
NO 2 er en reaktiv, paramagnetisk, brun eller brun gas. Da den har et uparret elektron, dimeriseres (bindes det) med et andet gasformigt NO 2- molekyle til dannelse af nitrogen-tetroxid, en farveløs gas, hvilket skaber en ligevægt mellem begge kemiske arter:
2NO 2 (g) <=> N 2 O 4 (g)
Det er et giftigt og alsidigt oxidationsmiddel, der er i stand til at være uforholdsmæssigt i dets redoxreaktioner i ionerne (oxoanioner) NO 2 - og NO 3 - (genererer surt regn) eller i NO.
Ligeledes er NO 2 involveret i komplekse atmosfæriske reaktioner, der forårsager variationer i ozon (O 3) -koncentrationer ved terrestriske niveauer og i stratosfæren.
Dinitrogenpentoxid (N
Når den hydratiseres, genererer den HNO 3, og ved højere koncentrationer af syren protoneres ilt hovedsageligt med en positiv delvis ladning -O + -H, hvilket accelererer redoxreaktionerne
Referencer
- askIITians. ((2006-2018)). askIITians. Hentet den 29. marts 2018 fra askIITians: askiitians.com
- Encyclopaedia Britannica, Inc. (2018). Encyclopaedia Britannica. Hentet den 29. marts 2018 fra Encyclopaedia Britannica: britannica.com
- Tox Town. (2017). Tox Town. Hentet den 29. marts 2018 fra Tox Town: toxtown.nlm.nih.gov
- Professor Patricia Shapley. (2010). Kvælstofoxider i atmosfæren. University of Illinois. Hentet den 29. marts 2018, fra: butane.chem.uiuc.edu
- Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kemi. I Elementerne i gruppe 15. (fjerde udgave, s. 361-366). Mc Graw Hill