Nitrogen Valencias Elektroniske Konfiguration og Composites



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

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

Elementerne deler visse generelle ligheder i kemisk adfærd, selv om de klart er kemisk differentierede fra hinanden. Disse ligheder afspejler de fælles egenskaber ved deres atomers elektroniske strukturer (Sanderson, 2016).

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

Derfor er der en stor mængde energi i nitrogenforbindelserne. Før 100 år siden var lidt kendt om kvælstof. Nu er kvælstof almindeligt anvendt til at spare mad, og som en gødning (Wandell, 2016).

Elektronisk konfiguration og valenser

I et atom fylder elektronerne de forskellige niveauer efter deres energier. De første elektroner fylder de lave energiniveauer og flytter derefter til et højere energiniveau.

Det mest eksterne energiniveau i et atom er kendt som valensskallen, og elektronerne placeret i denne skal er kendt som valenceelektroner.

Disse elektroner findes hovedsagelig i dannelsen af ​​bindinger og i den kemiske reaktion med andre atomer. Derfor er valenselektroner ansvarlige for forskellige kemiske og fysiske egenskaber af et element (Valence Electrons, S.F.).

Kvælstof, som nævnt før, har et atomnummer Z = 7. Dette indebærer, at dine elektroner udfylder dine energiniveauer, eller elektronisk konfiguration, er 1S2 2S2 2P3.

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

I tilfælde af nitrogen er den ædle gas, den søger at have elektronisk konfiguration, neon, hvis atomnummer er Z = 10 (1S2 2S2 2P6) og helium, hvis atomnummer er Z = 2 (1S2) (Reusch, 2013).

De forskellige måder nitrogen har på at kombinere vil give den sin valens (eller oxidationstilstand). I det specifikke tilfælde af nitrogen, der er i den anden periode af det periodiske bord, er det ikke muligt at udvide valenslaget som de øvrige elementer i din gruppe.

Det forventes, at det har valenser på -3, +3 og +5. Imidlertid har nitrogen valence tilstande fra -3, som i ammoniak og aminer, til +5, som i salpetersyre. (Tyagi, 2009).

Valensbindingsteorien hjælper med at forklare dannelsen af ​​forbindelser ifølge den elektroniske konfiguration af nitrogen for en given oxidationstilstand. Til dette skal vi tage højde for antallet af elektroner i valenslaget og hvor meget der kræves for at erhverve ædelgaskonfiguration.

Kvælstofforbindelser

I betragtning af dets store antal oxidationstilstande kan nitrogen danne et stort antal forbindelser. I første omgang skal vi huske, at i tilfælde af molekylært nitrogen pr. Definition er dens valens 0.

Oxidationstilstanden på -3 er en af ​​de mest almindelige for elementet. Eksempler på forbindelser med denne oxidationsstatus er ammoniak (NH3), aminer (R3N), ammoniumion (NH)4+), minerne (C = N-R) og nitrilerne (C≡N).

Oxidationstilstanden -2, nitrogenet er tilbage med 7 elektroner i sin valensskal. Dette ulige antal elektroner i valensskallen forklarer hvorfor forbindelser med denne oxidationstilstand har en brodannende forbindelse mellem to nitrogen. Eksempler på forbindelser med denne oxidationstilstand er hydraziner (R2-N-N-R2) og hydrazoner (C = N-N-R)2).

I oxidationstilstanden -1 forbliver nitrogen med 6 elektroner i valensskallen. Eksempel på nitrogenforbindelser med denne valens er hydroxylamin (R2NOH) og azoforbindelserne (RN = NR).

I positive oxidationstilstande er nitrogen sædvanligvis bundet til oxygenatomer til dannelse af oxider, oxisoler eller oxysyrer. I tilfælde af +1 oxidationstilstanden har nitrogen 4 elektroner i sin valensskal.

Eksempler på forbindelser med denne valens er dinitrogenoxid eller lattergas (N2O) og nitrousforbindelser (R = NO) (Reusch, Oxidation states of nitrogen, 2015).

I tilfælde af oxidationstilstanden +2 er et eksempel nitrogenoxid eller nitrogenoxid (NO), en farveløs gas produceret ved omsætning af metaller med fortyndet salpetersyre. Denne forbindelse er et stærkt ustabilt frit radikal, da det reagerer med O2 i luften for at danne NO gas2.

Nitrit (nr2-) i basisk opløsning og salpetersyre (HNO2) i syreopløsning er eksempler på forbindelser med +3 oxidationstilstand. Disse kan være oxidationsmidler til normalt at fremstille NO (g) eller reduktionsmidler til dannelse af nitrationen.

Dinitrogen-trioxid (N2O3) og nitrogruppen (R-NO2) er andre eksempler på nitrogenforbindelser med valens +3.

Kvælstofdioxid (NO2) eller nitrogenoxid er en nitrogenforbindelse med valens +4. Det er en brun gas, der generelt produceres ved reaktionen af ​​koncentreret salpetersyre med mange metaller. Dimeriserer for at danne N2O4.

I +5-tilstand finder vi nitrater og salpetersyre, som er oxidationsmidler i sure opløsninger. I dette tilfælde har nitrogen 2 elektroner i valensskallen, som er i 2S-kredsløbet. (Oxidationstilstande af nitrogen, S.F.).

Der er også forbindelser som nitrosilazid og dinitrogentrioxid, hvor nitrogen har flere oxidationstilstande i molekylet. I tilfælde af nitrosilazid (N4O) nitrogen har valens -1, 0, + 1 og +2; og i tilfælde af dinitrogen trioxid har den valens +2 og +4.

Nomenklatur af nitrogenforbindelser

I betragtning af kompleksiteten af ​​nitrogenforbindelsens kemi var den traditionelle nomenklatur ikke tilstrækkelig til at navngive dem, endsige identificere dem tilstrækkeligt. Det er derfor, at den internationale union af ren og anvendt kemi (IUPAC for sin akronym på engelsk) skabte en systematisk nomenklatur, hvor forbindelser er navngivet i overensstemmelse med mængden af ​​atomer de indeholder.

Dette er gavnligt når det drejer sig om navngivning af nitrogenoxider. For eksempel vil nitrogenoxid blive nævnt nitrogenoxid og nitrousoxid (NO) dinitrogenmonoxid (N)2O).

Desuden udviklede den tyske kemiker Alfred Stock i 1919 en metode til at navngive de kemiske forbindelser baseret på oxidationstilstanden, som er skrevet i romertal indeholdt i parentes. Således vil f.eks. Nitrogenoxid og nitrousoxid kaldes henholdsvis nitrogenoxid (II) og nitrogenoxid (I) (IUPAC, 2005).

referencer

  1. (2005). NOMENKLATUR FOR UORGANISK KEMISTRATION IUPAC Anbefalinger 2005. Hentet fra iupac.org.
  2. Oxidationstilstande af nitrogen. (S.F.). Gendannet fra kpu.ca.
  3. Reusch, W. (2013, maj 5). Elektronkonfigurationer i det periodiske system. Hentet fra chemistry.msu.edu.
  4. Reusch, W. (2015, august 8). Oxiderende stater af kvælstof. Hentet fra chem.libretexts.org.
  5. Sanderson, R. T. (2016, december 12). Nitrogenstofgruppe element. Gendannet fra britannica.com.
  6. Tyagi, V. P. (2009). Essentiel kemi Xii. Ny Deli: Ratna Sagar.
  7. Valence-elektroner. (S.F.). Genoprettet fra chemistry.tutorvista.com.
  8. Wandell, A. (2016, 13. december). Kemi af nitrogen. Hentet fra chem.libretexts.org.