Dušikovi oksidi (NOx) Različne formulacije in nomenklature



The dušikovih oksidov so v bistvu plinaste anorganske spojine, ki vsebujejo vezi med atomi dušika in kisika. Njegova skupinska kemijska formula je NOx, kaže, da imajo oksidi različen delež kisika in dušika.

Dušik vodi skupino 15 periodnega sistema, kisikova skupina 16; oba elementa sta člana obdobja 2. Ta bližina je razlog, da so N-O vezi kovalentne v oksidih. Na ta način so vezi v dušikovih oksidih kovalentne.

Vse te povezave je mogoče razložiti z uporabo teorije molekularne orbital, ki razkriva paramagnetizem (elektron, ki ni parni na zadnji molekulski orbital) nekaterih od teh spojin. Med njimi so najpogostejše spojine dušikov oksid in dušikov dioksid.

Molekula v zgornji sliki ustreza kotni strukturi v plinski fazi dušikovega dioksida (NO2). Nasprotno ima dušikov oksid (NO) linearno strukturo (upoštevajoč sp hibridizacijo za oba atoma).

Dušikovi oksidi so plini, ki jih povzročajo številne človeške dejavnosti, od vožnje vozila ali kajenja cigaret, do industrijskih procesov, ki onesnažujejo odpadke. Vendar se NO naravno proizvaja z encimskimi reakcijami in strelo v nevihtah: N2(g) + O2(g) => 2NO (g)

Visoke temperature žarkov razbijejo energetsko pregrado, ki preprečuje, da bi se ta reakcija pojavila pri normalnih pogojih. Kakšna energetska pregrada? To je nastalo s trojno vezjo N≡N, ki je N-molekula2 inertnega plina iz atmosfere.

 

Indeks

  • 1 Oksidacijska števila dušika in kisika v njihovih oksidih 
  • 2 Različne formulacije in nomenklature
    • 2.1 Dušikov oksid (N2O)
    • 2.2 Dušikov oksid (NO)
    • 2.3 Dušikov trioksid (N2O3)
    • 2.4 dioksid in dušikov tetroksid (NO2, N2O4)
    • 2.5 Dinitrogen pentoksid (N2O5)
  • 3 Reference

Oksidacijske številke za dušik in kisik v njihovih oksidih

Elektronska konfiguracija kisika je [He] 2s22p4, potrebujejo le dva elektrona, da dokončata oktet njene valenčne lupine; to pomeni, da lahko dobi dva elektrona in ima oksidacijsko število, ki je enako -2.

Po drugi strani je elektronska konfiguracija za dušik [He] 2s22p3, zmožnost pridobitve do treh elektronov za zapolnitev njenega valentnega okteta; na primer v primeru amoniaka (NH3) ima oksidacijsko število enako -3. Toda kisik je veliko bolj elektronegativen kot vodik in "sili" dušik, da deli svoje elektrone.

Koliko elektronov lahko dušik deli s kisikom? Če delite elektrone svoje valenčne lupine enega za drugim, dosežete mejo petih elektronov, kar ustreza oksidacijskemu številu +5..

Posledično, odvisno od tega, koliko vezav se tvori s kisikom, se oksidacijsko število dušika spreminja od +1 do +5.

Različne formulacije in nomenklature

Dušikovi oksidi, v naraščajočem številu dušikovih oksidacijskih količin, so:

- N2Ali, didušikov oksid (+1)

- NO, dušikov oksid (+2)

- N2O3, dinitrogen trioksid (+3)

- Št2, dušikov dioksid (+4)

- N2O5, dinitrogen pentoksid (+5)

 Dušikov oksid (N2O)

Dušikov oksid (ali popularno znan kot plin za smeh) je brezbarven plin, z rahlim sladkim vonjem in malo reaktivnim. Lahko se vizualizira kot N molekula2 (modre krogle), ki je na enem koncu dodala atom kisika. Pripravljen je s toplotno razgradnjo nitratnih soli in se uporablja kot anestetik in analgetik.

Dušik ima oksidacijsko število +1 v tem oksidu, kar pomeni, da ni zelo oksidirano in njegovo povpraševanje po elektronih ni prepričljivo; vendar potrebujete le dva elektrona (enega za vsak dušik), da postanete stabilen molekularni dušik.

V bazičnih in kislih raztopinah so reakcije:

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

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

Te reakcije, čeprav so termodinamično, daje prednost oblikovanju stabilne molekule N2, pojavijo se počasi in reagenti, ki darujejo elektrone, morajo biti zelo močni reducenti.

Dušikov oksid (NO)

Ta oksid je sestavljen iz brezbarvnega, reaktivnega in paramagnetnega plina. Tako kot dušikov oksid ima tudi linearno molekularno strukturo, vendar z veliko razliko, da ima N = O vez tudi trojno vez..

NO se hitro oksidira v zraku, da nastane NO2, in tako ustvari bolj stabilne molekularne orbitale z bolj oksidiranim atomom dušika (+4).

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

Biokemične in fiziološke študije so za benigno vlogo tega oksida v živih organizmih.

Ne more tvoriti N-N vezi z drugo molekulo NO zaradi delokalizacije neparnega elektrona v molekularni orbital, ki je bolj usmerjena proti atomu kisika (zaradi visoke elektronegativnosti). Nasprotno se zgodi z NO2, ki lahko tvorijo plinaste dimerje.

Dušikov trioksid (N2O3)

Črtkane črte strukture kažejo na resonanco dvojnih vezi. Kot vsi atomi imajo hibridizacijo sp2, molekula je ploska in molekularne interakcije so dovolj učinkovite za obstoj dušikovega trioksida kot modre trdne snovi pod -101 ° C. Pri višjih temperaturah se topi in disociira v NO in NO2.

Zakaj je ločen? Ker so oksidacijska števila +2 in +4 bolj stabilna kot +3, slednja prisotna v oksidu za vsakega od dveh dušikovih atomov. To je mogoče ponovno razložiti s stabilnostjo molekularnih orbitalov, ki izhajajo iz nesorazmerja.

Na sliki je leva stran N2O3 ustreza NO, desna stran NO2. Logično je, da se proizvaja s spajanjem prejšnjih oksidov pri zelo nizkih temperaturah (-20 ° C). N2O3 je anhidrid dušikove kisline (HNO2).

Dioksid in dušikov tetroksid (NO2, N2O4)

Št2 gre za rjavi ali rjavi plin, reaktivno in paramagnetno. Ker ima neparni elektron, se dimerizira (veže) z drugo plinsko molekulo NO2 tvorijo dušikov tetroksid, brezbarven plin, ki vzpostavlja ravnotežje med obema kemikalijama:

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

Je strupeno in vsestransko oksidacijsko sredstvo, ki lahko nesorazmerno vpliva na svoje redoks reakcije v ionih (oksoanioni).2- in NO3- (povzroča kisli dež) ali v NO.

Podobno tudi NO2 je vključen v kompleksne atmosferske reakcije, ki povzročajo spremembe koncentracij ozona (OR. \ t3) na zemeljski ravni in v stratosferi.

Dinitrogen pentoksid (N2O5)

Ko je hidriran, ustvarja HNO3, in pri višjih koncentracijah kisline kisik v glavnem protoniramo z delnim pozitivnim nabojem -O+-H, pospeševanje redoks reakcij

Reference

  1. inštitucije. ((2006–2018)). inštitucije. Pridobljeno 29. marca 2018 od anketirancev: askiitians.com
  2. Enciklopedija Britannica, Inc. (2018). Enciklopedija Britannica. Pridobljeno 29. marca 2018 iz Enciklopedije Britannice: britannica.com
  3. Tox Town. (2017). Tox Town. Pridobljeno 29. marca 2018, iz mesta Tox: toxtown.nlm.nih.gov
  4. Profesorica Patricia Shapley. (2010). Dušikovi oksidi v atmosferi. Univerza v Illinoisu. Pridobljeno 29. marca 2018, iz: butane.chem.uiuc.edu
  5. Shiver & Atkins. (2008). Anorganska kemija V Elementi skupine 15. (Četrta izdaja, str. 361-366). Mc Graw Hill