- Oksidasjonstall for nitrogen og oksygen i oksydene deres
- Ulike formuleringer og nomenklaturer
- Nitrogenoksid (N 2 O)
- Nitrogen dioxide and tetroxide (NO
- Dinitrogenpentoksid (N
- referanser
De nitrogenoksider er i hovedsak gassholdige uorganiske forbindelser inneholdende nitrogen og oksygen. Dets gruppe kjemiske formel er NO x , noe som indikerer at oksider har forskjellige forhold oksygen og nitrogen.
Nitrogenhoder gruppe 15 på det periodiske systemet, mens oksygenhoder gruppe 16; begge elementer er medlemmer av periode 2. Denne nærhet er årsaken til at i oksider er N-O-bindinger kovalente. Således er bindingene i nitrogenoksider kovalente.
Alle disse bindingene kan forklares ved hjelp av molekylær orbital teori, som avslører paramagnetismen (et uparmet elektron i den siste molekylære orbitalen) for noen av disse forbindelsene. Av disse er de vanligste forbindelsene nitrogenoksid og nitrogendioksid.
Molekylet i det øvre bildet tilsvarer vinkelstrukturen i gassfasen til nitrogendioksid (NO 2 ). I kontrast har nitrogenoksid (NO) en lineær struktur (vurderer sp-hybridisering for begge atomer).
Nitrogenoksider er gasser som produseres av mange menneskelige aktiviteter, fra å kjøre et kjøretøy eller røyke sigaretter, til industrielle prosesser som forurensende avfall. Imidlertid produseres NO naturlig av enzymatiske reaksjoner og lynvirkning i elektriske stormer: N 2 (g) + O 2 (g) => 2NO (g)
Strålens høye temperaturer bryter energisperren som forhindrer at denne reaksjonen oppstår under normale forhold. Hvilken energisperring? Det dannet av trippelbindingen NN, noe som gjør N 2- molekylet til en inert gass i atmosfæren.
Oksidasjonstall for nitrogen og oksygen i oksydene deres
Elektronkonfigurasjonen for oksygen er 2s 2 2p 4 , og trenger bare to elektroner for å fullføre oktetten på dens valensskall; det vil si at den kan få to elektroner og har et oksidasjonsnummer som er -2.
På den annen side er elektronkonfigurasjonen for nitrogen 2s 2 2p 3 , og er i stand til å få opptil tre elektroner for å fylle valensoktetten; for eksempel, i tilfellet av ammoniakk (NH 3 ) har et oksidasjonstall lik -3. Men oksygen er mye mer elektronegativt enn hydrogen og "tvinger" nitrogen til å dele elektronene sine.
Hvor mange elektroner kan nitrogen dele med oksygen? Hvis du deler elektronene i valensskallet ditt en etter en, vil du nå grensen på fem elektroner, tilsvarende et oksidasjonsnummer på +5.
Avhengig av hvor mange bindinger det dannes med oksygen, varierer oksidasjonsantallet av nitrogen fra +1 til +5.
Ulike formuleringer og nomenklaturer
Nitrogenoksider, i økende rekkefølge av nitrogenoksydasjonstall, er:
- N 2 O, lystgass (+1)
- NO, nitrogenoksid (+2)
- N 2 O 3 , dinitrogentrioksid (+3)
- NO 2 , nitrogen dioxide (+4)
- N 2 O 5 , dinitrogenpentoksid (+5)
Nitrogenoksid (N 2 O)
Stiplete linjer i strukturen indikerer dobbeltbindingsresonans. Som alle atomer har de sp 2- hybridisering , molekylet er flatt og molekylinteraksjonene er tilstrekkelig effektive til at nitrogentrioksyd kan eksistere som et blått fast stoff under -101 ºC. Ved høyere temperaturer smelter den og dissosieres til NO og NO 2 .
Hvorfor er det dissosiert? Fordi oksidasjonstallene +2 og +4 er mer stabile enn +3, er sistnevnte til stede i oksydet for hvert av de to nitrogenatomer. Dette kan igjen forklares med stabiliteten til molekylære orbitaler som følge av disproporsjonen.
På bildet tilsvarer venstre side av N 2 O 3 NO, mens høyre side til NO 2 . Logisk sett produseres det ved sammenkokning av de forrige oksydene ved veldig kalde temperaturer (-20 ºC). N 2 O 3 er salpetersyrling anhydrid (HNO 2 ).
Nitrogen dioxide and tetroxide (NO
NO 2 er en reaktiv, paramagnetisk, brun eller brun gass. Ettersom det har et uparret elektron, dimeriserer (binder det) seg med et annet gassmolekyl av NO 2 for å danne nitrogentetroksid, en fargeløs gass, og danner en likevekt mellom begge kjemiske arter:
2NO 2 (g) <=> N 2 O 4 (g)
Det er et giftig og allsidig oksidasjonsmiddel, som er i stand til å være uforholdsmessig i sine redoksreaksjoner i ionene (oksygen) NO 2 - og NO 3 - (genererer sur nedbør), eller i NO.
På samme måte er NO 2 involvert i komplekse atmosfæriske reaksjoner som forårsaker variasjoner i ozon (O 3 ) -konsentrasjoner ved terrestriske nivåer og i stratosfæren.
Dinitrogenpentoksid (N
Når den hydratiserer, genererer den HNO 3 , og ved høyere konsentrasjoner av syren protoneres oksygenet hovedsakelig med en positiv delvis ladning -O + -H, noe som fremskynder redoksreaksjonene
referanser
- askIITians. ((2006-2018)). askIITians. Hentet 29. mars 2018, fra askIITians: askiitians.com
- Encyclopaedia Britannica, Inc. (2018). Encyclopaedia Britannica. Hentet 29. mars 2018, fra Encyclopaedia Britannica: britannica.com
- Tox Town. (2017). Tox Town. Hentet 29. mars 2018, fra Tox Town: toxtown.nlm.nih.gov
- Professor Patricia Shapley. (2010). Nitrogenoksider i atmosfæren. University of Illinois. Hentet 29. mars 2018, fra: butane.chem.uiuc.edu
- Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi. I Elementene i gruppe 15. (fjerde utg., S. 361-366). Mc Graw Hill