- Oxidatiecijfers voor stikstof en zuurstof in hun oxiden
- Verschillende formuleringen en nomenclaturen
- Distikstofoxide (N 2 O)
- Stikstofdioxide en tetroxide (NO
- Distikstofpentoxide (N.
- Referenties
De stikstofoxiden zijn in wezen gasvormige anorganische verbindingen die stikstof en zuurstof bevatten. De chemische groepsformule is NO x , wat aangeeft dat oxiden verschillende verhoudingen van zuurstof en stikstof hebben.
Stikstof leidt groep 15 op het periodiek systeem, terwijl zuurstof groep 16 leidt; beide elementen zijn leden van periode 2. Deze nabijheid is de oorzaak dat in oxiden de N - O bindingen covalent zijn. De bindingen in stikstofoxiden zijn dus covalent.
Al deze bindingen kunnen worden verklaard met behulp van de moleculaire orbitaaltheorie, die het paramagnetisme (een ongepaard elektron in de laatste moleculaire orbitaal) van sommige van deze verbindingen onthult. Hiervan zijn de meest voorkomende verbindingen stikstofmonoxide en stikstofdioxide.
Het molecuul in de bovenste afbeelding komt overeen met de hoekige structuur in de gasfase van stikstofdioxide (NO 2 ). Stikstofmonoxide (NO) daarentegen heeft een lineaire structuur (rekening houdend met sp-hybridisatie voor beide atomen).
Stikstofoxiden zijn gassen die worden geproduceerd door veel menselijke activiteiten, van het besturen van een voertuig of het roken van sigaretten tot industriële processen zoals vervuilend afval. NO wordt echter van nature geproduceerd door enzymatische reacties en blikseminslag bij elektrische stormen: N 2 (g) + O 2 (g) => 2NO (g)
De hoge temperaturen van de stralen doorbreken de energiebarrière die deze reactie onder normale omstandigheden verhindert. Welke energiebarrière? Dat wordt gevormd door de drievoudige binding N≡N, waardoor het N 2- molecuul een inert gas in de atmosfeer wordt.
Oxidatiecijfers voor stikstof en zuurstof in hun oxiden
De elektronenconfiguratie voor zuurstof is 2s 2 2p 4 , waarbij slechts twee elektronen nodig zijn om het octet van zijn valentieschil te voltooien; dat wil zeggen, het kan twee elektronen krijgen en een oxidatiegetal hebben dat gelijk is aan -2.
Aan de andere kant is de elektronenconfiguratie voor stikstof 2s 2 2p 3 , waardoor tot drie elektronen kunnen worden gewonnen om het valentie-octet te vullen; Zo heeft ammoniak (NH 3 ) een oxidatiegetal gelijk aan -3. Maar zuurstof is veel elektronegatiever dan waterstof en "dwingt" stikstof om zijn elektronen te delen.
Hoeveel elektronen kan stikstof delen met zuurstof? Als je de elektronen in je valentieschil een voor een deelt, bereik je de limiet van vijf elektronen, wat overeenkomt met een oxidatiegetal van +5.
Bijgevolg, afhankelijk van hoeveel bindingen het vormt met zuurstof, variëren de oxidatiegetallen van stikstof van +1 tot +5.
Verschillende formuleringen en nomenclaturen
Stikstofoxiden, in oplopende volgorde van stikstofoxidatiegetallen, zijn:
- N 2 O, lachgas (+1)
- NO, stikstofmonoxide (+2)
- N 2 O 3 , distikstoftrioxide (+3)
- NO 2 , stikstofdioxide (+4)
- N 2 O 5 , distikstofpentoxide (+5)
Distikstofoxide (N 2 O)
Stippellijnen in de structuur duiden op resonantie van dubbele bindingen. Zoals alle atomen hebben ze sp 2- hybridisatie , is het molecuul plat en zijn de moleculaire interacties effectief genoeg om stikstoftrioxide te laten bestaan als een blauwe vaste stof onder -101ºC. Bij hogere temperaturen smelt het en valt uiteen in NO en NO 2 .
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 worden verklaard door de stabiliteit van de moleculaire orbitalen als gevolg van de onevenredigheid.
In de afbeelding komt de linkerkant van N 2 O 3 overeen met NO, terwijl de rechterkant met NO 2 . Logischerwijs wordt het geproduceerd door de coalescentie van de voorgaande oxiden bij zeer lage temperaturen (-20ºC). N 2 O 3 is salpeterig zuuranhydride (HNO 2 ).
Stikstofdioxide en tetroxide (NO
NO 2 is een reactief, paramagnetisch, bruin of bruin gas. Omdat het een ongepaard elektron heeft, dimeriseert (bindt) het met een ander gasmolecuul van NO 2 om stikstoftetroxide te vormen, een kleurloos gas, dat een evenwicht tot stand brengt tussen beide chemische soorten:
2NO 2 (g) <=> N 2 O 4 (g)
Het is een giftig en veelzijdig oxidatiemiddel, dat in zijn redoxreacties onevenredig groot is in de ionen (oxoanionen) NO 2 - en NO 3 - (die zure regen genereren), of in NO.
Evenzo is NO 2 betrokken bij complexe atmosferische reacties die variaties in ozonconcentraties (O 3 ) op terrestrische niveaus en in de stratosfeer veroorzaken.
Distikstofpentoxide (N.
Wanneer het gehydrateerd is, genereert het HNO 3 , en bij hogere concentraties van het zuur wordt de zuurstof voornamelijk geprotoneerd met een positieve gedeeltelijke lading -O + -H, waardoor de redoxreacties worden versneld
Referenties
- askIITians. ((2006-2018)). askIITians. Opgehaald op 29 maart 2018, van askIITians: askiitians.com
- Encyclopaedia Britannica, Inc. (2018). Encyclopaedia Britannica. Opgehaald op 29 maart 2018, uit Encyclopaedia Britannica: britannica.com
- Tox Town. (2017). Tox Town. Opgehaald op 29 maart 2018, vanuit Tox Town: toxtown.nlm.nih.gov
- Professor Patricia Shapley. (2010). Stikstofoxiden in de atmosfeer. Universiteit van Illinois. Opgehaald op 29 maart 2018, van: butane.chem.uiuc.edu
- Shiver & Atkins. (2008). Anorganische scheikunde. In The elements of group 15. (vierde ed., Pp. 361-366). Mc Graw Hill