NITROGENVALENSER: KONFIGURASJON OG FORBINDELSER - KJEMI - 2025

De valenser av nitrogen i området fra -3 som ammoniakk og aminer, til 5 og salpetersyre (Tyagi, 2009). Dette elementet utvider ikke valenser som andre.

Nitrogenatomet er et kjemisk element med atomnummer 7 og det første elementet i gruppe 15 (tidligere VA) i det periodiske systemet. Gruppen består av nitrogen (N), fosfor (P), arsen (As), antimon (Sb), vismut (Bi) og moscovium (Mc).

Figur 1: Bohr-diagram over nitrogenatomet.

Elementene deler visse generelle likheter i kjemisk atferd, selv om de tydelig er forskjellig fra hverandre kjemisk. Disse likhetene gjenspeiler vanlige kjennetegn ved de elektroniske strukturene til atommene deres (Sanderson, 2016).

Nitrogen er til stede i nesten alle proteiner og spiller en viktig rolle i både biokjemiske og industrielle anvendelser. Nitrogen danner sterke bindinger på grunn av sin evne til trippelbinding med et annet nitrogenatom og andre elementer.

Derfor er det en stor mengde energi i nitrogenforbindelser. Før for 100 år siden var det lite kjent om nitrogen. Nå brukes nitrogen ofte til å bevare mat, og som gjødsel (Wandell, 2016).

Elektronisk konfigurasjon og valenser

I et atom fyller elektronene de forskjellige nivåene i henhold til energiene deres. De første elektronene fyller de lavere energinivåene og beveger seg deretter til et høyere energinivå.

Det ytterste energinivået i et atom er kjent som valensskallet, og elektronene som er plassert i dette skallet er kjent som valenselektroner.

Disse elektronene finnes hovedsakelig i bindingsdannelse og kjemisk reaksjon med andre atomer. Derfor er valenselektroner ansvarlige for forskjellige kjemiske og fysiske egenskaper til et element (Valence Electrons, SF).

Nitrogen har som nevnt tidligere et atomnummer på Z = 7. Dette innebærer at fylling av elektroner i energinivået, eller elektronkonfigurasjonen, er 1S ² 2S ² 2P ³ .

Det må huskes at atomer i naturen alltid søker å ha den elektroniske konfigurasjonen av edle gasser, enten ved å få, miste eller dele elektroner.

Når det gjelder nitrogen er edelgassen som søker å ha en elektronisk konfigurasjon neon, hvis atomnummer er Z = 10 (1S ² 2S ² 2P ⁶ ) og helium, hvis atomnummer er Z = 2 (1S ² ) ( Reusch, 2013).

De forskjellige måtene nitrogen har å kombinere vil gi den sin valens (eller oksidasjonstilstand). I det spesifikke tilfellet av nitrogen, fordi det er i den andre perioden av den periodiske tabellen, kan den ikke utvide valenslaget slik de andre elementene i gruppen gjør.

Det forventes å ha valenser på -3, +3 og +5. Imidlertid har nitrogen valensetilstander som varierer fra -3, som i ammoniakk og aminer, til +5, som i salpetersyre. (Tyagi, 2009).

Valensbindingsteorien er med på å forklare dannelsen av forbindelser, i henhold til elektronkonfigurasjonen av nitrogen for en gitt oksydasjonstilstand. For dette er det nødvendig å ta hensyn til antall elektroner i valensskallet og hvor mye som er igjen for å skaffe seg en edelgasskonfigurasjon.

Nitrogenforbindelser

Figur 2: struktur av molekylært nitrogen med valens 0.

Gitt det store antallet oksidasjonstilstander, kan nitrogen danne et stort antall forbindelser. I første omgang må det huskes at når det gjelder molekylært nitrogen, er valensen per definisjon 0.

Oksidasjonstilstanden -3 er en av de mest vanlige for elementet. Eksempler på forbindelser med denne oksydasjonstilstand er ammoniakk (NH3), aminer (R3N), ammoniumioner (NH ₄ ⁺ ), iminer (C = NR) og nitriler (C = N).

I oksidasjonstilstand -2 sitter nitrogen igjen med 7 elektroner i valensskallet. Dette odde antallet elektroner i valensskallet forklarer hvorfor forbindelser med denne oksidasjonstilstanden har en brobinding mellom to nitrogen. Eksempler på forbindelser med denne oksydasjonstilstand er hydrazinene (R ₂ -NNR ₂ ) og hydrazoner (C = NNR ₂ ).

I -1 oksidasjonstilstand sitter nitrogen igjen med 6 elektroner i valensskallet. Eksempler på nitrogenforbindelser med denne valens er hydroksyl amin (R ₂ NOH) og azo-forbindelser (RN = NR).

I positive oksidasjonstilstander er nitrogen generelt bundet til oksygenatomer for å danne oksider, oksysalter eller oksidsyrer. Når det gjelder oksidasjonstilstanden +1, har nitrogen 4 elektroner i valensskallet.

Eksempler på forbindelser med denne valens er dinitrogenoksid eller lystgass (N ₂ O) og nitroserte forbindelser (R = NO) (Reusch, oksidasjonstilstander av nitrogen, 2015).

For oksidasjonstilstanden +2 er et eksempel nitrogenoksid eller nitrogenoksid (NO), en fargeløs gass produsert ved reaksjon av metaller med fortynnet salpetersyre. Denne forbindelsen er en ekstremt ustabil fri-radikal fordi det reagerer med O ₂ i luft for å danne NO ₂ gass .

Nitritt (NO ₂ ^- ) i basisk løsning og salpetersyre (HNO ₂ ) i syreoppløsning er eksempler på forbindelser med oksidasjonstilstand +3. Disse kan være oksydasjonsmidler for normalt å produsere NO (g) eller reduksjonsmidler for å danne nitrationet.

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

Nitrogen dioxide (NO ₂ ) eller nitrogen dioxide er en nitrogenforbindelse med valens +4. Det er en brun gass som vanligvis produseres ved reaksjon av konsentrert salpetersyre med mange metaller. Dimeriserer for å danne N ₂ O ₄ .

I tilstand +5 finner vi nitrater og salpetersyre som er oksidasjonsmidler i syreoppløsninger. I dette tilfellet har nitrogen 2 elektroner i valensskallet, som er i 2S-bane. (Oksidasjonstilstander av nitrogen, SF).

Det er også forbindelser som nitrosilazid og dinitrogentrioksid der nitrogen har forskjellige oksydasjonstilstander i molekylet. I tilfelle av nitrosilazide (N ₄ O), nitrogen har en valens på -1, 0, + 1 og 2; og for dinitrogentrioksid har den en valens på +2 og +4.

Nomenklatur av nitrogenforbindelser

Gitt kompleksiteten i kjemien til nitrogenforbindelser, var den tradisjonelle nomenklaturen ikke nok til å navngi dem, langt mindre identifisere dem ordentlig. Det er derfor, blant andre grunner, at International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) opprettet en systematisk nomenklatur der forbindelser er navngitt i henhold til antall atomer de inneholder.

Dette er gunstig når det gjelder navngiving av nitrogenoksider. For eksempel nitrogenoksyd vil bli navngitt nitrogenmonoksid og nitrogenoksyd (NO) dinitrogenmonoksyd (N ₂ O).

I tillegg utviklet den tyske kjemikeren Alfred Stock i 1919 en metode for å navngi kjemiske forbindelser basert på oksidasjonstilstanden, som er skrevet med romertall lukket i parentes. For eksempel vil nitrogenoksid og lystgass bli kalt henholdsvis nitrogenoksid (II) og nitrogenoksid (I) (IUPAC, 2005).

referanser

1. (2005). NOMENKLATUR AV UORGANISK KJEMI IUPAC-anbefalinger 2005. Hentet fra iupac.org.
2. Oksidasjonstilstander av nitrogen. (SF). Gjenopprettet fra kpu.ca.
3. Reusch, W. (2013, 5. mai). Elektronkonfigurasjoner i det periodiske systemet. Gjenopprettet fra chemistry.msu.edu.
4. Reusch, W. (2015, 8. august). Oksidasjonsstater av nitrogen. Gjenopprettet fra chem.libretexts.org.
5. Sanderson, RT (2016, 12. desember). Nitrogengruppeelement. Gjenopprettet fra britannica.com.
6. Tyagi, VP (2009). Essensiell kjemi Xii. New Deli: Ratna Sagar.
7. Valenselektroner. (SF). Gjenopprettet fra chemistry.tutorvista.com.
8. Wandell, A. (2016, 13. desember). Nitrogenkjemi. Gjenopprettet fra chem.libretexts.org.