Nitrogen Oxides (NOx) Verschillende formuleringen en nomenclaturen



de stikstofoxiden het zijn in wezen gasachtige anorganische verbindingen die verbindingen tussen stikstof- en zuurstofatomen bevatten. De chemische formule van de groep is NOX, wat aangeeft dat de oxiden verschillende verhoudingen van zuurstof en stikstof hebben.

Stikstof leidt de groep 15 van het periodiek systeem, terwijl de zuurstofgroep 16; beide elementen zijn lid van periode 2. Deze nabijheid is de reden waarom de N-O-bindingen covalent zijn in de oxiden. Op deze manier zijn de bindingen in stikstofoxiden covalent.

Deze koppelingen kunnen worden verklaard met de molecuulorbitaaltheorie, die duidelijk paramagnetisme (een ongepaard elektron in het laatste moleculaire orbitaal) van sommige van deze verbindingen toont. Hiervan zijn de meest voorkomende verbindingen stikstofmonoxide en stikstofdioxide.

Het molecuul in het bovenste beeld komt overeen met de hoekige structuur in de gasfase van stikstofdioxide (NO2). Daarentegen heeft stikstofmonoxide (NO) een lineaire structuur (rekening houdend met sp-hybridisatie voor beide atomen).

Stikstofoxiden zijn gassen die door veel menselijke activiteiten worden geproduceerd, van het besturen van een voertuig of het roken van sigaretten tot industriële processen als vervuilend afval. NO wordt echter van nature geproduceerd door enzymatische reacties en bliksem in onweersbuien: N2(g) + O2(g) => 2NO (g)

De hoge temperaturen van de stralen breken de energetische barrière die verhindert dat deze reactie zich onder normale omstandigheden voordoet. Welke energiebarrière? Die gevormd door de drievoudige binding N≡N, waardoor het N-molecuul ontstaat2 een inert gas uit de atmosfeer.

 

index

  • 1 Oxidatiegetallen voor stikstof en zuurstof in hun oxiden 
  • 2 Verschillende formuleringen en nomenclaturen
    • 2.1 Distikstofoxide (N2O)
    • 2.2 Stikstofmonoxide (NO)
    • 2.3 Stikstoftetrioxide (N2O3)
    • 2.4 Dioxide en stikstof tetroxide (NO2, N2O4)
    • 2.5 Dinitrogeenpentoxide (N2O5)
  • 3 referenties

Oxidatiegetallen voor stikstof en zuurstof in hun oxiden

De elektronische configuratie voor zuurstof is [He] 2s22p4, slechts twee elektronen nodig om het octet van zijn valentie schaal te voltooien; dat wil zeggen dat het twee elektronen kan krijgen en een oxidatie-aantal heeft dat gelijk is aan -2.

Aan de andere kant is de elektronische configuratie voor stikstof [He] 2s22p3, in staat zijn om tot drie elektronen te krijgen om zijn valentie-octet te vullen; bijvoorbeeld in het geval van ammoniak (NH3) heeft een oxidatie nummer gelijk aan -3. Maar zuurstof meer elektronegatief dan waterstof en "krachten" de stikstof hun elektronen delen.

Hoeveel elektronen kunnen de stikstof met zuurstof te delen? Als gedeelde elektronen valentie één voor één, zal het maximum van vijf elektronen bereikt, overeenkomend met een oxidatiegetal van 5.

Bijgevolg afhankelijk van het aantal verbindingen vormen met zuurstof, stikstof oxidatiegetallen variëren 1-5.

Verschillende formuleringen en nomenclaturen

Stikstofoxiden, in stijgende volgorde van stikstofoxidatiegetallen, zijn:

- N2Of, lachgas (+1)

- NO, stikstofmonoxide (+2)

- N2O3, distikstoftrioxide (+3)

- NO2, stikstofdioxide (+4)

- N2O5, distikstofpentoxide (+5)

 Distikstofoxide (N.2O)

Distikstofoxide (in de volksmond bekend als lachgas) is een kleurloos gas, met een lichte zoete geur en weinig reactief. Het kan worden gevisualiseerd als een N-molecuul2 (blauwe bollen) waaraan aan één kant een zuurstofatoom is toegevoegd. Het wordt bereid door de thermische ontleding van nitraatzouten en wordt gebruikt als een verdovingsmiddel en pijnstiller.

Stikstof heeft in dit oxide een oxidatiegetal van 1, wat betekent dat niet geoxideerd en elektronen vraag is niet dringend; echter alleen moet u twee elektronen winnen (één voor elke stikstof) stabiel moleculaire stikstof geworden.

In basische en zure oplossingen zijn de reacties:

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

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

Deze reacties, hoewel thermodynamisch, worden begunstigd door de vorming van het stabiele molecuul N2, treedt langzaam op en de reagentia die het paar elektronen doneren, moeten zeer sterke reductiemiddelen zijn.

Stikstofmonoxide (NO)

Dit oxide bestaat uit een kleurloos, reactief en paramagnetisch gas. Net zoals lachgas heeft het een lineaire moleculaire structuur, maar met het grote verschil dat de N = O-binding ook een drievoudig bandkarakter heeft..

NO wordt snel geoxideerd in de lucht om NO te produceren2, en dus stabielere moleculaire orbitalen genereren met een meer geoxideerd stikstofatoom (+4).

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

Biochemische en fysiologische studies staan ​​achter de goedaardige rol van dit oxide in levende organismen.

Je kan vormen N-N bindingen met een ander molecuul van NO als gevolg van delokalisering van het ongepaarde elektron in de moleculaire orbitaal, dat is gericht naar het zuurstofatoom (vanwege de hoge elektronegativiteit). Het tegenovergestelde gebeurt met het NO2, die gasvormige dimeren kan vormen.

Stikstoftrioxide (N.2O3)

De stippellijnen van de structuur geven de dubbele bindingsresonantie aan. Zoals alle atomen hebben ze sp-hybridisatie2, het molecuul vlak en moleculaire interacties voldoende effectief zijn om stikstoftrioxide bestaat als diepblauw beneden -101 ° C Bij hogere temperaturen smelt en uiteenvalt in NO en NO2.

Waarom is het gedissocieerd? Omdat de oxidatiegetallen +2 en +4 stabieler zijn dan +3, is de laatste aanwezig in het oxide voor elk van de twee stikstofatomen. Dit kan opnieuw verklaard worden door de stabiliteit van de moleculaire orbitalen die het gevolg zijn van de disproportionaliteit.

In de afbeelding, de linkerkant van de N2O3 komt overeen met de NO, terwijl de rechterkant van de NO2. Logischerwijze wordt door de coalescentie van de bovengenoemde oxiden bij lage temperaturen (-20). De N2O3 is salpeterig zuur anhydride (HNO2).

Dioxide en stikstof tetroxide (NO2, N2O4)

NO2 het is een bruin of bruin gas, reactief en paramagnetisch. Omdat het een ongepaard elektron heeft, dimeriseert het (bindt) met een ander NO gasvormig molecuul2 om stikstoftetroxide, kleurloos gas te vormen, om een ​​evenwicht tussen beide chemische soorten tot stand te brengen:

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

Het is een giftig en veelzijdig oxidatiemiddel, dat disproportioneert in zijn redoxreacties in ionen (oxoanionen).2- en NO3- (genereert zure regen), of in NO.

Evenzo is het NO2 is betrokken bij complexe atmosferische reacties die variaties in ozonconcentraties veroorzaken (OR3) op terrestrische niveaus en in de stratosfeer.

Dinitrogeenpentoxide (N.2O5)

Wanneer gehydrateerd, genereert het HNO3, en bij hogere concentraties van het zuur wordt de zuurstof hoofdzakelijk geprotoneerd met gedeeltelijke positieve lading -O+-H, versnellende redoxreacties

referenties

  1. askIITians. ((2006-2018)). askIITians. Opgeruimd op 29 maart 2018, van askIitians: askiitians.com
  2. Encyclopaedia Britannica, Inc. (2018). Encyclopaedia Britannica. Opgeroepen op 29 maart 2018, van Encyclopaedia Britannica: britannica.com
  3. Tox Town. (2017). Tox Town. Opgehaald op 29 maart 2018, vanuit Tox Town: toxtown.nlm.nih.gov
  4. Professor Patricia Shapley. (2010). Stikstofoxiden in de atmosfeer. Universiteit van Illinois. Opgehaald op 29 maart 2018, van: butane.chem.uiuc.edu
  5. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische chemie in De elementen van groep 15. (Vierde editie., Pp. 361-366). Mc Graw Hill