Kväveoxider (NOx) Olika formuleringar och nomenklaturer



den kväveoxider de är i huvudsak gasformiga oorganiska föreningar som innehåller bindningar mellan kväve och syreatomer. Gruppkemisk formel är NOx, vilket indikerar att oxiderna har olika proportioner syre och kväve.

Kväve leder gruppen 15 i det periodiska bordet, medan syragruppen 16; båda elementen är medlemmar av period 2. Denna närhet är anledningen till att N-O-bindningarna är kovalenta i oxiderna. På detta sätt är bindningarna i kväveoxider kovalenta.

Alla dessa länkar kan förklaras med teorin om molekylär orbital, vilket avslöjar paramagnetismen (en elektron som inte är parad i den sista molekylära orbitalen) hos några av dessa föreningar. Av dessa är de vanligaste föreningarna kväveoxid och kvävedioxid.

Molekylen i den övre bilden motsvarar vinkelstrukturen i gasfas av kvävedioxid (NO2). Däremot har kväveoxid (NO) en linjär struktur (med tanke på sp-hybridisering för båda atomerna).

Kväveoxider är gaser från många mänskliga aktiviteter, från körning eller cigarettrökning, till industriella processer såsom avfallsföroreningar. NO produceras emellertid naturligt av enzymatiska reaktioner och åskväder: N2(g) + O2(g) => 2NO (g)

De höga temperaturerna hos strålarna bryter mot den energiska barriären som förhindrar att denna reaktion uppträder under normala förhållanden. Vilken energibarriär? Det som bildas av trippelbindningen N≡N, vilket gör N-molekylen2 en inert gas från atmosfären.

 

index

  • 1 Oxidationsnummer för kväve och syre i deras oxider 
  • 2 Olika formuleringar och nomenklaturer
    • 2.1 kväveoxid (N2O)
    • 2,2 kväveoxid (NO)
    • 2.3 Kvävetrioxid (N2O3)
    • 2.4 Dioxid och kväve tetroxid (NO2, N2O4)
    • 2,5 dinitrogenpentoxid (N2O5)
  • 3 referenser

Oxidationsnummer för kväve och syre i deras oxider

Den elektroniska konfigurationen för syre är [He] 2s22p4, behöver bara två elektroner för att slutföra oktetten av sitt valensskal; det vill säga det kan få två elektroner och ha ett oxidationsnummer lika med -2.

Å andra sidan är den elektroniska konfigurationen för kväve [He] 2s22p3, kunna uppnå upp till tre elektroner för att fylla sin valens oktet; till exempel i fallet med ammoniak (NH3) har ett oxidationsnummer lika med -3. Men syre är mycket mer elektronegativ än väte och "tvingar" kväve för att dela dess elektroner.

Hur många elektroner kan kväve dela med syre? Om du delar elektronerna på ditt valensskal en efter en kommer du att nå gränsen på fem elektroner, motsvarande ett oxidationsnummer på +5.

Beroende på hur många bindningar den bildar med syre varierar kväveoxideringsnivån från +1 till +5.

Olika formuleringar och nomenklaturer

Kväveoxider, i ökande ordning med kväveoxidationsantal, är:

- N2Eller kväveoxid (+1)

- NEJ, kväveoxid (+2)

- N2O3, dinitrogentrioxid (+3)

- NEJ2, kvävedioxid (+4)

- N2O5, dinitrogenpentoxid (+5)

 Kväveoxid (N2O)

Kväveoxid (eller kallad skratgas) är en färglös gas, med en liten söt lukt och liten reaktiv. Det kan visualiseras som en N-molekyl2 (blåa sfärer) som har tillsatt en syreatom i ena änden. Den framställs genom termisk sönderdelning av nitratsalter och används som anestesi och smärtstillande medel.

Kväve har ett oxidationsnummer +1 i denna oxid, vilket innebär att det inte är mycket oxiderat och dess efterfrågan på elektroner är inte övertygande. Du behöver dock bara få två elektroner (en för varje kväve) för att bli det stabila molekylära kvävet.

I basiska och sura lösningar är reaktionerna:

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

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

Dessa reaktioner, även om termodynamiskt är favoriserade av bildningen av den stabila molekylen N2, uppträder långsamt och reagenserna som donerar paret elektroner måste vara mycket starka reduktionsmedel.

Kväveoxid (NO)

Denna oxid består av en färglös, reaktiv och paramagnetisk gas. Liksom kväveoxid har den en linjär molekylstruktur, men med stor skillnad att N = O-bindningen också har en trippelbindningstecken..

NO oxideras snabbt i luften för att producera NO2, och genererar sålunda mer stabila molekylära orbitaler med en mer oxiderad kväveatom (+4).

2NO (g) + O2(g) => 2NO2(G)

Biokemiska och fysiologiska studier ligger bakom den godartade rollen för denna oxid i levande organismer.

Det kan inte bilda N-N-bindningar med en annan NO-molekyl på grund av delokaliseringen av den orörda elektronen i molekylärbanan, som riktas mer mot syreatomen (på grund av dess höga elektronegativitet). Det motsatta sker med NO2, som kan bilda gasformiga dimerer.

Kvävetrioxid (N2O3)

De streckade linjerna i strukturen indikerar dubbelbindningsresonans. Liksom alla atomer har de sp hybridisering2, molekylen är platt och molekylära interaktionerna är effektiva nog för att kväve-trioxid kan existera som ett blått fastämne under -101ºC. Vid högre temperaturer smälter och dissocieras det i NO och NO2.

Varför är det dissocierat? Eftersom oxidationsnumren +2 och +4 är stabila än +3, presenterar den senare i oxiden för var och en av de två kväveatomerna. Detta kan återigen förklaras av stabiliteten hos de molekylära orbitalerna som härrör från disproportionen.

På bilden, vänster sida av N2O3 motsvarar NO, medan höger sida till NO2. Logiskt produceras det genom koalescens av tidigare oxider vid mycket kalla temperaturer (-20ºC). N2O3 är salpetersyraanhydrid (HNO2).

Dioxid och kväve tetroxid (NO2, N2O4)

NEJ2 Det är en brun eller brun gas, reaktiv och paramagnetisk. Eftersom den har en opparad elektron, dimeriserar den (binder) med en annan NO gasformig molekyl2 för att bilda kväve tetroxid, färglös gas, upprätta en balans mellan båda kemiska arterna:

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

Det är ett giftigt och mångsidigt oxidationsmedel som kan disproportionera i dess redoxreaktioner i joner (oxoanjoner).2- och nr3- (genererar surt regn), eller i NO.

På samma sätt är NO2 är involverad i komplexa atmosfäriska reaktioner som orsakar variationer i ozonkoncentrationer (OR3) på marknivåer och i stratosfären.

Dinitrogenpentoxid (N2O5)

När det hydreras genererar det HNO3, och vid högre koncentrationer av syran protoneras syret huvudsakligen med partiell positiv laddning -O+-H, accelererande redoxreaktioner

referenser

  1. askIITians. ((2006-2018)). askIITians. Hämtad den 29 mars 2018, från frågarna: askiitians.com
  2. Encyclopaedia Britannica, Inc. (2018). Encyclopaedia Britannica. Hämtad den 29 mars 2018, från Encyclopaedia Britannica: britannica.com
  3. Tox Town. (2017). Tox Town. Hämtad den 29 mars 2018, från Tox Town: toxtown.nlm.nih.gov
  4. Professor Patricia Shapley. (2010). Kväveoxider i atmosfären. University of Illinois. Hämtad den 29 mars 2018, från: butane.chem.uiuc.edu
  5. Shiver & Atkins. (2008). Oorganisk kemi i Elementen i grupp 15. (Fjärde upplagan., Sid. 361-366). Mc Graw Hill