Nitrogenoxider (NOx) Forskellige formuleringer og nomenklaturer



den nitrogenoxider de er i det væsentlige gasformige uorganiske forbindelser, der indeholder bindinger mellem nitrogen og oxygenatomer. Dens gruppe kemiske formel er nejx, hvilket tyder på, at oxiderne har forskellige proportioner ilt og nitrogen.

Nitrogen fører gruppen 15 af det periodiske bord, mens iltgruppen 16; begge elementer er medlemmer af periode 2. Denne nærhed er grunden til, at N-O-bindingerne er kovalente i oxiderne. På denne måde er bindingerne i nitrogenoxider kovalente.

Alle disse forbindelser kan forklares ved anvendelse af molekylorbitalteorien, som afslører paramagnetismen (en elektron, som ikke er pareret i det sidste molekylære kredsløb) af nogle af disse forbindelser. Af disse er de mest almindelige forbindelser nitrogenoxid og kvælstofdioxid.

Molekylet i det øvre billede svarer til vinkelstrukturen i gasfase af nitrogendioxid (NO2). Til gengæld har nitrogenoxid (NO) en lineær struktur (i betragtning af sp hybridisering for begge atomer).

Nitrogenoxider er gasser, der produceres af mange menneskelige aktiviteter, fra at køre et køretøj eller ryge cigaretter til industrielle processer som forurenende affald. NO produceres imidlertid naturligt ved enzymatiske reaktioner og lyn i tordenvejr: N2(g) + O2(g) => 2NO (g)

De høje temperaturer på strålerne bryder den energiske barriere, der forhindrer denne reaktion i at forekomme under normale forhold. Hvilken energibarriere? Det dannet af den tredobbelte binding N≡N, der fremstiller N-molekylet2 en inert gas fra atmosfæren.

 

indeks

  • 1 Oxideringsnumre for nitrogen og oxygen i deres oxider 
  • 2 Forskellige formuleringer og nomenklaturer
    • 2.1 Nitrogenoxid (N2O)
    • 2.2 Nitrogenoxid (NO)
    • 2.3 Nitrogentrioxid (N2O3)
    • 2.4 Dioxid og nitrogentetroxid (NO2, N2O4)
    • 2,5 dinitrogenpentoxid (N2O5)
  • 3 referencer

Oxidationsnumre for nitrogen og ilt i deres oxider

Den elektroniske konfiguration for ilt er [He] 2s22p4, behøver kun to elektroner til at fuldføre okteten af ​​dens valensskal; det vil sige, det kan få to elektroner og have et oxidationsnummer lig med -2.

På den anden side er den elektroniske konfiguration for nitrogen [He] 2s22p3, være i stand til at få op til tre elektroner til at fylde sin valence octet; for eksempel i tilfælde af ammoniak (NH3) har et oxidationsnummer svarende til -3. Men ilt er meget mere electronegative end hydrogen og "styrker" nitrogen for at dele sine elektroner.

Hvor mange elektroner kan nitrogen dele med ilt? Hvis du deler elektronerne på din valensskal en efter en, når du grænsen på fem elektroner svarende til et oxidationsnummer på +5.

Afhængigt af hvor mange bindinger den danner med ilt varierer oxidationsraten for nitrogen fra +1 til +5.

Forskellige formuleringer og nomenklaturer

Nitrogenoxider i stigende rækkefølge af nitrogenoxidationsnumre er:

- N2Eller, nitrogenoxid (+1)

- NEJ, nitrogenoxid (+2)

- N2O3, dinitrogen trioxid (+3)

- NO2, nitrogendioxid (+4)

- N2O5, dinitrogenpentoxid (+5)

 Nitrogenoxid (N2O)

Nitrogenoxid (eller populært kendt som lattergas) er en farveløs gas, med en let sød lugt og lidt reaktiv. Det kan visualiseres som et N-molekyle2 (blå kugler), der har tilføjet et oxygenatom i den ene ende. Den fremstilles ved termisk dekomponering af nitratsalte og anvendes som bedøvende og smertestillende middel.

Kvælstof har et oxidationstal på +1 i dette oxid, hvilket betyder, at det ikke er meget oxideret, og dets efterspørgsel efter elektroner er ikke overbevisende; Du behøver dog kun at få to elektroner (en for hvert nitrogen) til at blive det stabile molekylære nitrogen.

I basiske og sure opløsninger er reaktionerne:

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

N2O (g) + H2O (1) + 2e- => N2(g) + 2OH-(Aq)

Disse reaktioner, selvom termodynamisk begunstiges af dannelsen af ​​det stabile molekyle N2, forekomme langsomt, og de reagenser, der donerer paret elektroner, skal være meget stærke reduktionsmidler.

Nitrogenoxid (NO)

Dette oxid består af en farveløs, reaktiv og paramagnetisk gas. Ligesom nitrousoxid har den en lineær molekylær struktur, men med den store forskel, at N = O-bindingen også har en triple bond-karakter..

NO oxideres hurtigt i luften til frembringelse af NO2, og derved generere mere stabile molekylære orbitaler med et mere oxideret nitrogenatom (+4).

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

Biokemiske og fysiologiske undersøgelser er bag den gode rolle af dette oxid i levende organismer.

Det kan ikke danne N-N-bindinger med et andet NO-molekyle på grund af delokaliseringen af ​​den opparrede elektron i molekylære kredsløb, der er rettet mere mod oxygenatomet (på grund af dets høje elektronegativitet). Det modsatte sker med NO2, der kan danne gasformige dimerer.

Nitrogentrioxid (N2O3)

Stiplede linjer i strukturen indikerer dobbeltbinding resonans. Som alle atomer har de sp hybridisering2, molekylet er fladt, og de molekylære interaktioner er effektive nok til, at nitrogentrioxid eksisterer som et blåt faststof under -101ºC. Ved højere temperaturer smelter det og dissocieres til NO og NO2.

Hvorfor er det adskilt? Da oxidationstallene +2 og +4 er mere stabile end +3, er sidstnævnte tilstede i oxidet for hvert af de to nitrogenatomer. Dette kan igen forklares ved stabiliteten af ​​de molekylære orbitaler som følge af disproportionen.

På billedet er venstre side af N2O3 svarer til NO, mens højre side til NO2. Logisk fremstilles det ved sammenblanding af de tidligere oxider ved meget kolde temperaturer (-20ºC). N2O3 er salpetersyreanhydrid (HNO2).

Dioxid og nitrogentetroxid (NO2, N2O4)

NO2 Det er en brun eller brun gas, reaktiv og paramagnetisk. Da den har en uparget elektron, dimeriserer den (binder) med et andet NO gasformigt molekyle2 til dannelse af nitrogentetroxid, farveløs gas, etablering af en balance mellem begge kemiske arter:

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

Det er et giftigt og alsidigt oxiderende middel, der er i stand til at disproportionere i dets redox reaktioner i ioner (oxoanioner).2- og nej3- (genererer sur regn) eller i NO.

Ligeledes er NO2 er involveret i komplekse atmosfæriske reaktioner, der forårsager variationer i ozonkoncentrationer (OR3) på jordbaserede niveauer og i stratosfæren.

Dinitrogenpentoxid (N2O5)

Når den hydreres, genererer den HNO3, og ved højere koncentrationer af syren protoneres oxygenet hovedsageligt med delvis positiv ladning -O+-H, accelerere redox reaktioner

referencer

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