Lämmastik Valencias elektrooniline konfiguratsioon ja komposiidid



The lämmastiku valentsid need ulatuvad -3-st, nagu ammoniaagis ja amiinides, kuni +5-ni nagu lämmastikhappes (Tyagi, 2009). See element ei laienda valentsusi nagu teised.

Lämmastikuaatom on keemilise elemendiks perioodilise tabeli aatomnumbriga 7 ja grupi 15 (endine VA) esimene element. Rühm koosneb lämmastikust (N), fosforist (P), arseenist (As), antimonist (Sb), vismutist (Bi) ja moscovium (Mc).

Elemendid jagavad keemilise käitumise teatavaid üldisi sarnasusi, kuigi need on teineteisest selgelt keemiliselt eristatud. Need sarnasused peegeldavad nende aatomite elektrooniliste struktuuride ühiseid omadusi (Sanderson, 2016).

Lämmastik esineb peaaegu kõigis valkudes ja mängib olulist rolli nii biokeemilistes rakendustes kui ka tööstuslikes rakendustes. Lämmastik moodustab tugevad sidemed tänu oma võimele moodustada kolmiksideme teise lämmastikuaatomi ja teiste elementidega.

Seetõttu on lämmastikuühendites palju energiat. Enne 100 aastat tagasi oli lämmastiku kohta vähe teada. Nüüd kasutatakse tavaliselt toidu säilitamiseks ja väetisena lämmastikku (Wandell, 2016).

Elektrooniline konfiguratsioon ja valentsid

Aatomis täidavad elektronid erinevad tasemed vastavalt oma energiale. Esimesed elektronid täidavad madala energia taseme ja liiguvad seejärel kõrgemale energiatasemele.

Aatomi kõige rohkem välist energiatase on tuntud kui valentskate ja sellesse kestasse paigutatud elektronid on tuntud kui valentselektronid.

Need elektronid on peamiselt seotud sidemete moodustumisega ja keemiliste reaktsioonidega teiste aatomitega. Seetõttu vastutavad valentselektronid elemendi erinevate keemiliste ja füüsikaliste omaduste eest (Valence Electrons, S.F.)..

Nagu eespool mainitud, on lämmastiku aatomarv Z = 7. See tähendab, et teie elektronid, mis täidavad teie energiatasemeid või elektroonilist konfiguratsiooni, on 1S2 2S2 2P3.

Tuleb meeles pidada, et looduses püüavad aatomid alati hoida väärisgaaside elektroonilist konfiguratsiooni kas elektronide võidu, kaotamise või jagamise teel..

Lämmastiku puhul on tahtlik gaas, mille eesmärk on elektrooniline konfiguratsioon, neoon, mille aatomi number on Z = 10 (1S2 2S2 2P6) ja heelium, mille aatomi number on Z = 2 (1S2) (Reusch, 2013).

Erinevad viisid, mida lämmastik ühendab, annavad talle valentsuse (või oksüdatsiooniastme). Lämmastiku konkreetsel juhul ei ole perioodilise tabeli teisel perioodil võimalik oma valentsikihti laiendada, nagu ka teie grupi teised elemendid.

Eeldatakse, et sellel on valentsid -3, +3 ja +5. Siiski on lämmastikus valentsolekud vahemikus -3, nagu ammoniaagis ja amiinides, kuni +5, nagu lämmastikhappes. (Tyagi, 2009).

Valentssideme teooria aitab selgitada ühendite moodustumist vastavalt lämmastiku elektroonilisele konfiguratsioonile antud oksüdatsiooniastme jaoks. Selleks peame arvestama elektronide arvu valentsikihis ja kui palju on vaja väärisgaasi konfiguratsiooni saamiseks.

Lämmastikühendid

Arvestades selle suurt hulka oksüdatsioonitingimusi, võib lämmastik moodustada suure hulga ühendeid. Esiteks peame meeles pidama, et molekulaarse lämmastiku korral on selle valentsus 0.

Oksüdatsiooniaeg -3 on üks kõige tavalisemaid elemente. Sellise oksüdeerumisolekuga ühendite näited on ammoniaak (NH3), amiinid (R3N), ammooniumioon (NH)4+), imiinid (C = N-R) ja nitriilid (C≡N).

Oksüdatsiooniaste -2, lämmastik jäetakse valentsuskestasse 7 elektroniga. See paaritu arv elektrone valentsuskestas selgitab, miks sellel oksüdatsiooniga olekul olevate ühendite vahel on ühendav ühendus kahe lämmastiku vahel. Selliste oksüdatsioonitingimustega ühendite näited on hüdrasiinid (R2-N-N-R2) ja hüdrasoonid (C = N-N-R)2).

Oksüdatsiooniastmes -1 jäetakse lämmastikku valentsuskestasse 6 elektroniga. Sellise valentsusega lämmastikuühendite näide on hüdroksüülamiin (R2NOH) ja asoühendid (RN = NR).

Positiivsetes oksüdatsioonitingimustes on lämmastik tavaliselt seotud hapniku aatomitega, moodustades oksiide, oksisoole või oksiide. + 1 oksüdeerumise oleku korral on lämmastikus valentskesta 4 elektroni.

Sellise valentsiga ühendite näited on dinitrogeenoksiid või naeruvgaas (N2O) ja lämmastikühendid (R = NO) (Reusch, lämmastikoksiidid, 2015).

+2 oksüdeerimisoleku puhul on üheks näiteks lämmastikoksiid või lämmastikoksiid (NO), värvitu gaas, mis saadakse metallide reaktsioonil lahjendatud lämmastikhappega. See ühend on väga ebastabiilne vaba radikaal, kuna see reageerib O-ga2 õhku, et moodustada NO gaas2.

Nitrit (NO2-) aluselises lahuses ja lämmastikhappes (HNO)2) happe lahuses on näited ühenditest, millel on +3 oksüdeerumist. Need võivad olla oksüdeerivad ained, mis toodavad tavaliselt NO (g) või redutseerivaid aineid, et moodustada nitraatioon.

Ditrogeentrioksiid (N2O3) ja nitro rühma (R-NO2) on muud näited lämmastikuühenditest, millel on valents +3.

Lämmastikdioksiid (NO2) või lämmastikdioksiid on lämmastikuühend, millel on valents +4. See on pruun gaas, mis saadakse tavaliselt kontsentreeritud lämmastikhappe reaktsioonil paljude metallidega. Dimeriseerib, moodustades N2O4.

+5 olekus leiame nitraate ja lämmastikhapet, mis on happelistes lahustes oksüdeerivad ained. Sellisel juhul on lämmastikus valentskapslis 2 elektroni, mis paiknevad 2S orbitaalis. (Lämmastikoksiidide olekud, S.F.).

On ka selliseid ühendeid nagu nitrosilasiid ja dinitrogeentrioksiid, kus lämmastikus on molekulis mitu oksüdatsiooniaste. Nitrosilasiidi puhul (N4O) lämmastik on valents -1, 0, + 1 ja +2; ja lämmastiktrioksiidi puhul on sellel valents +2 ja +4.

Lämmastikuühendite nomenklatuur

Arvestades lämmastikuühendite keemia keerukust, ei piisanud traditsioonilisest nomenklatuurist nende nimetamiseks, rääkimata nende piisavast identifitseerimisest. Sellepärast lõi muu hulgas ka puhta ja rakendatud keemia rahvusvaheline liit (IUPAC oma akronüümi eest inglise keeles) süstemaatilise nomenklatuuri, kus ühendid nimetatakse vastavalt nende sisaldavate aatomite hulgale.

See on kasulik lämmastikoksiidide nimetamisel. Näiteks nimetatakse lämmastikoksiidi lämmastikmonooksiidiks ja lämmastikoksiidi (NO) dinaatriummonooksiidiks (N).2O).

Lisaks töötas 1919. aastal Saksa keemik Alfred Stock välja meetod, mille abil nimetada keemilised ühendid oksüdatsiooni oleku põhjal, mis on kirjutatud sulgudes olevate rooma numbritega. Seega nimetatakse lämmastikoksiidi ja lämmastikoksiidi nimetust vastavalt lämmastikoksiidiks (II) ja lämmastikoksiidiks (I) (IUPAC, 2005)..

Viited

  1. (2005). INORGAANILISE KEEMIA NOMENKLATUUR IUPACi soovitused 2005. Välja otsitud aadressilt iupac.org.
  2. Lämmastikoksiidide olekud. (S.F.). Taastati kpu.ca-st.
  3. Reusch, W. (2013, 5. mai). Elektroonilised konfiguratsioonid perioodilises tabelis. Välja otsitud chemistry.msu.edu.
  4. Reusch, W. (2015, 8. august). Lämmastikoksiidid. Välja otsitud kem.libretexts.org.
  5. Sanderson, R. T. (2016, 12. detsember). Lämmastikurühma element. Taastati britannica.com.
  6. Tyagi, V. P. (2009). Oluline keemia Xii. Uus Deli: Ratna Sagar.
  7. Valence Electronid. (S.F.). Taastatud chemistry.tutorvista.com.
  8. Wandell, A. (2016, 13. detsember). Lämmastiku keemia. Välja otsitud kem.libretexts.org.