Nitrogenoksider (NOx) Forskjellige formuleringer og nomenklaturer



den nitrogenoksider de er i hovedsak gassformige uorganiske forbindelser som inneholder bindinger mellom nitrogen og oksygenatomer. Dens gruppe kjemiske formel er neix, noe som indikerer at oksidene har forskjellige proporsjoner av oksygen og nitrogen.

Nitrogen fører gruppen 15 av det periodiske bordet, mens oksygengruppen 16; begge elementene er medlemmer av periode 2. Denne nærhet er grunnen til at N-O-bindene er kovalente i oksydene. På denne måten er bindingene i nitrogenoksyder kovalente.

Alle disse koblingene kan forklares ved å bruke teorien om molekylær orbitalt, som avslører paramagnetismen (et elektron som ikke er parret i det siste molekylære orbitale) av noen av disse forbindelsene. Av disse er de vanligste forbindelsene nitrogenoksid og nitrogenoksid.

Molekylet i det øvre bildet tilsvarer vinkelstrukturen i gassfase av nitrogendioxyd (NO2). I kontrast har nitrogenoksyd (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. NO produseres imidlertid naturlig av enzymatiske reaksjoner og lyn i tordenvær: N2(g) + O2(g) => 2NO (g)

De høye temperaturene på strålene bryter den energiske barrieren som forhindrer at denne reaksjonen oppstår under normale forhold. Hvilken energibarriere? Den dannet av triple bond N≡N, som gjør N-molekylet2 en inert gass fra atmosfæren.

 

index

  • 1 Oksidasjonsnumre for nitrogen og oksygen i deres oksider 
  • 2 Ulike formuleringer og nomenklaturer
    • 2.1 Nitrogenoksyd (N2O)
    • 2.2 Nitrogenoksyd (NO)
    • 2.3 Nitrogentrioksyd (N2O3)
    • 2.4 Dioxid og nitrogentetroksid (NO2, N2O4)
    • 2,5 dinitrogenpentoksyd (N2O5)
  • 3 referanser

Oksidasjonsnummer for nitrogen og oksygen i deres oksider

Den elektroniske konfigurasjonen for oksygen er [He] 2s22p4, trenger bare to elektroner for å fullføre oktetten av valensskallet; det vil si det kan få to elektroner og ha et oksidasjonsnummer lik -2.

På den annen side er den elektroniske konfigurasjonen for nitrogen [He] 2s22p3, være i stand til å oppnå opptil tre elektroner for å fylle sin valensoktett; for eksempel i tilfelle av ammoniakk (NH3) har et oksidasjonsnummer lik -3. Men oksygen er mye mer electronegative enn hydrogen og "styrker" nitrogen for å dele sine elektroner.

Hvor mange elektroner kan nitrogen dele med oksygen? Hvis du deler elektronene til valensskallet en etter en, kommer du til grensen på fem elektroner, tilsvarende et oksidasjonsnummer på +5.

Avhengig av hvor mange bindinger det danner med oksygen, varierer oksidasjonsraten av nitrogen derfor fra +1 til +5.

Ulike formuleringer og nomenklaturer

Nitrogenoksider, i økende rekkefølge av nitrogenoksydasjonstall, er:

- N2Eller, nitrogenoksid (+1)

- NEI, nitrogenoksid (+2)

- N2O3, dinitrogentrioksyd (+3)

- NO2, nitrogenoksid (+4)

- N2O5, dinitrogenpentoksid (+5)

 Nitrogenoksid (N2O)

Nitrogenoksid (eller populært kjent som lattergas) er en fargeløs gass, med en liten, søt lukt og lite reaktiv. Det kan visualiseres som et N-molekyl2 (blå sfærer) som har tilsatt et oksygenatom i den ene enden. Den fremstilles ved termisk dekomponering av nitratsalter og brukes som bedøvelsesmiddel og smertestillende middel.

Nitrogen har et oksidasjonsnummer på +1 i dette oksydet, noe som betyr at det ikke er veldig oksidert og dets etterspørsel etter elektroner ikke er overbevisende; Du trenger imidlertid bare å få to elektroner (en for hver nitrogen) for å bli det stabile molekylære nitrogenet.

I basiske og sure løsninger er reaksjonene:

N2O (g) + 2H+(ac) + 2e- => N2(g) + H2O (l)

N2O (g) + H2O (l) + 2e- => N2(g) + 2OH-(Aq)

Disse reaksjonene, selv om termodynamisk favoriseres ved dannelsen av det stabile molekylet N2, Skje sakte, og reagensene som donerer paret elektroner, må være svært sterke reduksjonsmidler.

Nitrogenoksyd (NO)

Dette oksydet består av en fargeløs, reaktiv og paramagnetisk gass. Som nitrogenoksyd, har den en lineær molekylær struktur, men med den store forskjellen at N = O-bindingen også har en triple bond karakter..

NO oksideres raskt i luften for å produsere NO2, og derved generere mer stabile molekylære orbitaler med et mer oksidert nitrogenatom (+4).

2NO (g) + 02(g) => 2NO2(G)

Biokjemiske og fysiologiske studier ligger bak den gunstige rollen til dette oksydet i levende organismer.

Det kan ikke danne N-N-bindinger med et annet NO-molekyl på grunn av delokalisering av den uparbeide elektronen i molekylærbanen, som er rettet mer mot oksygenatomet (på grunn av dets høye elektronegativitet). Det motsatte skjer med NO2, som kan danne gassformige dimerer.

Nitrogentrioksyd (N2O3)

De stiplede linjene i strukturen indikerer dobbeltbinding resonans. Som alle atomer har de sp hybridisering2, molekylet er flatt og molekylære interaksjoner er effektive nok til at nitrogentrioksyd eksisterer som et blått faststoff under -101ºC. Ved høyere temperaturer smelter og dissocieres det til NO og NO2.

Hvorfor er det dissociert? Fordi oksidasjonstallene +2 og +4 er stabile enn +3, presenteres sistnevnte i oksydet for hver av de to nitrogenatomer. Dette, igjen, kan forklares ved stabiliteten av molekylære orbitaler som følge av disproportionen.

På bildet, venstre side av N2O3 tilsvarer NO, mens høyre side til NO2. Logisk er det produsert ved koalescens av tidligere oksider ved svært kalde temperaturer (-20ºC). N2O3 er salpetersyreanhydrid (HNO2).

Dioxid og nitrogentetroksid (NO2, N2O4)

NO2 Det er en brun eller brun gass, reaktiv og paramagnetisk. Siden den har en upparet elektron, dimeriserer den (binder) med et annet NO gassformet molekyl2 for å danne nitrogentetroksid, fargeløs gass, etablere en balanse mellom begge kjemiske artene:

2NO2(G) <=> N2O4(G)

Det er et giftig og allsidig oksidasjonsmiddel, som er i stand til å disproportionere i sine redoksreaksjoner i ioner (oxoanioner).2- og nei3- (genererer surt regn), eller i NO.

På samme måte er NO2 er involvert i komplekse atmosfæriske reaksjoner som forårsaker variasjoner i ozonkonsentrasjoner (OR3) på jordbaserte nivåer og i stratosfæren.

Dinitrogenpentoksid (N2O5)

Når det hydreres, genererer det HNO3, og ved høyere konsentrasjoner av syren er oksygenet hovedsakelig protonert med delvis positiv ladning -O+-H, akselerere redoksreaksjoner

referanser

  1. askIITians. ((2006-2018)). askIITians. Hentet 29. mars 2018, fra askIites: askiitians.com
  2. Encyclopaedia Britannica, Inc. (2018). Encyclopaedia Britannica. Hentet 29. mars 2018, fra Encyclopaedia Britannica: britannica.com
  3. Tox Town. (2017). Tox Town. Hentet 29. mars 2018, fra Tox Town: toxtown.nlm.nih.gov
  4. Professor Patricia Shapley. (2010). Nitrogenoksid i atmosfæren. University of Illinois. Hentet 29. mars 2018, fra: butane.chem.uiuc.edu
  5. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi i Elementene i gruppe 15. (Fjerde utgave., S. 361-366). Mc Graw Hill