Lämmastikoksiidid (NOx) Erinevad koostised ja nomenklatuurid



The lämmastikoksiidid need on peamiselt gaasilised anorgaanilised ühendid, mis sisaldavad sidemeid lämmastiku ja hapniku aatomite vahel. Selle keemiline valem on NOx, näitab, et oksiididel on hapniku ja lämmastiku erinev osakaal.

Lämmastik juhib perioodilise tabeli rühma 15, samas kui hapniku rühm 16; mõlemad elemendid on perioodi 2 liikmed. See lähedus on põhjus, miks N-O sidemed on oksiidides kovalentsed. Sel viisil on sidemed lämmastikoksiidides kovalentsed.

Kõiki neid seoseid saab seletada molekulaarse orbitaali teooriaga, mis näitab nende ühendite paramagnetismi (viimast molekulaarset orbiiti puudutamata elektron). Nendest on kõige tavalisemad ühendid lämmastikoksiid ja lämmastikdioksiid.

Ülemises pildis olev molekul vastab lämmastikdioksiidi gaasifaasi nurkstruktuurile (NO2). Seevastu lämmastikoksiidil (NO) on lineaarne struktuur (arvestades mõlema aatomi spibridisatsiooni).

Lämmastikoksiidid on gaasid, mida tekitavad paljud inimtegevused, alates sõiduki juhtimisest või sigarettide suitsetamisest, tööstusprotsessidest kui saastavatest jäätmetest. NO toodetakse loomulikult ensümaatiliste reaktsioonide ja äikesetormide ajal: N2(g) + O2(g) => 2NO (g)

Kiirte kõrged temperatuurid rikuvad energilist barjääri, mis takistab selle reaktsiooni tekkimist normaalsetes tingimustes. Mis energiatõke? See moodustub kolmiksideme N≡N poolt, mis teeb N-molekuli2 atmosfäärist inertne gaas.

 

Indeks

  • 1 Oksüdatsiooninumbrid lämmastikule ja hapnikule nende oksiidides 
  • 2 Erinevad koostised ja nomenklatuurid
    • 2.1 Dilämmastikoksiid (N2O)
    • 2.2 Lämmastikoksiid (NO)
    • 2.3 Lämmastiktrioksiid (N2O3)
    • 2.4 Dioksiid ja lämmastiktetoksiid (NO2, N2O4)
    • 2.5. Lämmastikpentoksiid (N2O5)
  • 3 Viited

Oksüdatsiooninumbrid lämmastikule ja hapnikule nende oksiidides

Hapniku elektrooniline konfiguratsioon on [He] 2s22p4, vajab ainult kahte elektroni oma valentsuskesta okteti täitmiseks; see tähendab, et see võib saada kaks elektroni ja oksüdatsiooninumbriga võrdub -2.

Teisest küljest on lämmastiku elektrooniline konfiguratsioon [He] 2s22p3, võimeline saama kuni kolm elektroni oma valentsokteti täitmiseks; näiteks ammoniaagi (NH) puhul3) oksüdeerimisnumber on -3. Aga hapnik on palju elektronegatiivsem kui vesinik ja "sunnib" lämmastikku oma elektronide jagamiseks.

Mitu elektroni saab lämmastikuga hapnikuga jagada? Kui jagate oma valentsuskesta elektronid ükshaaval, jõuad viie elektroni piirini, mis vastab +5 oksüdatsiooninumbrile.

Järelikult, sõltuvalt sellest, kui palju sidemeid ta moodustab hapnikuga, on lämmastikoksiidide arv vahemikus +1 kuni +5.

Erinevad koostised ja nomenklatuurid

Lämmastikoksiidid on lämmastikoksiidide arvu suurenevas järjekorras järgmised:

- N2Või lämmastikoksiid (+1)

- EI, lämmastikoksiid (+2)

- N2O3, lämmastiktrioksiid (+3)

- EI2, lämmastikdioksiid (+4)

- N2O5, dinitrogeenpentoksiid (+5)

 Lämmastikoksiid (N2O)

Dilämmastikoksiid (või tuntud kui naergaas) on värvitu gaas, kergelt magusa lõhnaga ja vähese reaktiivsusega. Seda saab visualiseerida N-molekulina2 (sinised kerad), mis on ühes otsas lisanud hapniku aatomit. Seda valmistatakse nitraatsoolade termilise lagunemise teel ja seda kasutatakse anesteetikumina ja valuvaigistina.

Lämmastikul on selles oksiidis oksüdatsiooniarv +1, mis tähendab, et see ei ole väga oksüdeeritud ja selle nõudlus elektronide järele ei ole veenev; aga peate saavutama ainult kaks elektroni (üks iga lämmastiku kohta), et saada stabiilne molekulaarne lämmastik.

Põhi- ja happelahustes on reaktsioonid järgmised:

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

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

Neid reaktsioone, kuigi termodünaamiliselt, soodustab stabiilse molekuli N moodustumine2, esinevad aeglaselt ja elektronide annetajad peavad olema väga tugevad redutseerijad.

Lämmastikoksiid (NO)

See oksiid koosneb värvitu, reaktiivsest ja paramagnetilisest gaasist. Sarnaselt lämmastikoksiidile on sellel lineaarne molekulaarne struktuur, kuid suur erinevus on selles, et N = O sidemel on ka kolmiksideme iseloom..

NO oksüdeerub kiiresti õhus, et saada NO2, ja tekitades seega stabiilsemaid molekulaarseid orbitaale, millel on oksüdeeritud lämmastikuaatom (+4).

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

Biokeemilised ja füsioloogilised uuringud on selle oksiidi healoomulise rolli taga elusorganismides.

See ei saa moodustada N-N sidemeid teise NO molekuliga, kuna molekulaarses orbitaalis paiknevas paaritu elektron on delokaliseerunud, mis on suunatud rohkem hapniku aatomi suhtes (tänu oma kõrgele elektronegatiivsusele). Vastupidine on NO-ga2, mis võivad moodustada gaasilisi dimeere.

Lämmastiktrioksiid (N2O3)

Struktuuri punktiirjooned näitavad kaksiksideme resonantsi. Nagu kõikidel aatomitel, on neil ka hübridiseerumine2, molekul on tasane ja molekulaarsed interaktsioonid on piisavalt efektiivsed, et lämmastiktrioksiid eksisteeriks sinise tahke ainena alla -101 ° C. Kõrgematel temperatuuridel sulab ja dissotsieerub NO ja NO2.

Miks see lahutatakse? Kuna oksüdatsiooninumbrid +2 ja +4 on stabiilsemad kui +3, siis viimased esinevad oksüdis iga kahe lämmastikuaatomi puhul. Seda võib taas selgitada ebaproportsionaalsusest tulenevate molekulaarsete orbitaalide stabiilsusega.

Pildil, N vasakul küljel2O3 vastab NO-le, samas kui paremal pool NO2. Loogiliselt tekib see eelnevate oksiidide liitumisel väga külmadel temperatuuridel (-20ºC). N2O3 on lämmastikhappe anhüdriid (HNO)2).

Dioksiid ja lämmastiktetoksiid (NO. \ T2, N2O4)

EI2 see on pruun või pruun gaas, reaktiivne ja paramagnetiline. Kuna sellel on paaritu elektron, dimeerub (seondub) teise NO gaasilise molekuliga2 et moodustada lämmastiktetoksiid, värvitu gaas, saavutades tasakaalu mõlema keemilise liigi vahel: \ t

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

See on mürgine ja mitmekülgne oksüdeeriv aine, mis on võimeline dispergeeruma redoksreaktsioonides ioonides (oksoanioonides).2- ja NO3- (tekitades happe vihma) või NO.

Samuti on NO2 osaleb keerulistes atmosfäärireaktsioonides, mis põhjustavad osooni kontsentratsioonide muutusi (OR3) maismaal ja stratosfääris.

Ditrogeenpentoksiid (N2O5)

Hüdrateerimisel tekib HNO3, ja happe kõrgematel kontsentratsioonidel protoneeritakse hapnik osaliselt positiivse laenguga -O+-H, kiirendades redoksreaktsioone

Viited

  1. askialistid. ((2006-2018)). askialistid. Välja otsitud 29. märtsil 2018 alates askIITians: askiitians.com
  2. Encyclopaedia Britannica, Inc. (2018). Encyclopaedia Britannica. Välja otsitud 29. märtsil 2018, Encyclopaedia Britannica: britannica.com
  3. Tox Town. (2017). Tox Town. Välja otsitud 29. märtsil 2018 Tox Linnast: toxtown.nlm.nih.gov
  4. Professor Patricia Shapley. (2010). Lämmastikoksiidid atmosfääris. Illinoisi ülikool. Välja otsitud 29. märtsil 2018 kellelt: butane.chem.uiuc.edu
  5. Shiver & Atkins. (2008). Anorgaaniline keemia Sisse Rühma 15 elemendid. (Neljas väljaanne., Lk 361-366). Mc Grawi mägi