Dušikovi oksidi (NOx) Različite formulacije i nomenklature

dušikovi oksidi oni su uglavnom plinoviti anorganski spojevi koji sadrže veze između atoma dušika i kisika. Njegova grupna kemijska formula je NO_x, što pokazuje da oksidi imaju različite udjele kisika i dušika.

Dušik vodi skupinu 15 periodnog sustava, dok kisik 16; oba elementa su članovi razdoblja 2. Ova blizina je razlog zašto su N-O veze kovalentne u oksidima. Na taj način, veze u dušikovim oksidima su kovalentne.

Sve ove veze mogu se objasniti pomoću teorije molekularne orbitalne, koja otkriva paramagnetizam (elektron koji nije upisan u posljednjoj molekularnoj orbitali) nekih od tih spojeva. Od njih su najčešći spojevi dušikov oksid i dušikov dioksid.

Molekula u gornjoj slici odgovara kutnoj strukturi u plinskoj fazi dušikovog dioksida (NO₂). Nasuprot tome, dušikov oksid (NO) ima linearnu strukturu (s obzirom na sp hibridizaciju za oba atoma).

Dušični oksidi su plinovi proizvedeni mnogim ljudskim aktivnostima, od vožnje vozila ili pušenja cigareta do industrijskih procesa kao onečišćenja otpada. Međutim, NO se prirodno proizvodi enzimatskim reakcijama i munje u olujnom nevremenu: N₂(g) + O₂(g) => 2NO (g)

Visoke temperature zraka zrače energetsku barijeru koja sprječava da se ova reakcija dogodi pod normalnim uvjetima. Koja energetska barijera? To je formirano trostrukom vezom N≡N, što čini N-molekulu₂ inertni plin iz atmosfere.

indeks

• 1 Oksidacijski brojevi dušika i kisika u njihovim oksidima 
• 2 Različite formulacije i nomenklature
  • 2.1 Dušikov oksid (N2O)
  • 2.2 Dušikov oksid (NO)
  • 2.3. Dušikov trioksid (N2O3)
  • 2.4 Dioksid i dušikov tetroksid (NO2, N2O4)
  • 2,5 Dinitrogen pentoksid (N2O5)
• 3 Reference

Oksidacijski brojevi dušika i kisika u njihovim oksidima

Elektronska konfiguracija kisika je [He] 2s²2p⁴, trebaju samo dva elektrona da upotpune oktet svoje valentne ljuske; to jest, može dobiti dva elektrona i imati oksidacijski broj jednak -2.

S druge strane, elektronička konfiguracija za dušik je [He] 2s²2p³, biti u mogućnosti dobiti do tri elektrona da popune svoj valentni oktet; na primjer, u slučaju amonijaka (NH₃) ima oksidacijski broj jednak -3. No, kisik je mnogo elektronegativniji od vodika i "prisiljava" dušik da dijeli svoje elektrone.

Koliko elektrona može podijeliti dušik s kisikom? Ako elektrone svoje valentne ljuske dijelite jedan po jedan, doseći ćete granicu od pet elektrona, što odgovara oksidacijskom broju od +5..

Prema tome, ovisno o tome koliko veza nastaje s kisikom, oksidacijski broj dušika varira od +1 do +5.

Različite formulacije i nomenklature

Dušični oksidi, u redoslijedu porasta oksidacije dušika, su:

- N₂Ili, dušikov oksid (+1)

- NO, dušikov oksid (+2)

- N₂O₃, dušikov trioksid (+3)

- NE₂, dušikov dioksid (+4)

- N₂O₅, dinitrogen pentoksid (+5)

 Dušikov oksid (N₂O)

Dušikov oksid (ili popularno poznat kao plin za smijeh) je bezbojni plin, blagog slatkog mirisa i malo reaktivan. Može se vizualizirati kao N molekula₂ (plave kuglice) koje su dodale atom kisika na jednom kraju. Priprema se termičkom razgradnjom nitratnih soli i koristi se kao anestetik i analgetik.

Dušik ima oksidacijski broj +1 u ovom oksidu, što znači da nije jako oksidiran i njegova potražnja za elektronima nije uvjerljiva; međutim, samo trebate dobiti dva elektrona (jedan za svaki dušik) da postanete stabilan molekularni dušik.

U bazičnim i kiselinskim otopinama reakcije su:

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

N₂O (g) + H₂O (1) + 2e^- => N₂(g) + 2OH^-(Aq)

Ove reakcije, iako su termodinamički pogodne stvaranjem stabilne molekule N₂, Pojavljuju se polako i reagensi koji doniraju par elektrona moraju biti vrlo jaki redukcijski agensi.

Dušikov oksid (NO)

Ovaj oksid se sastoji od bezbojnog, reaktivnog i paramagnetskog plina. Kao i dušikov oksid, on ima linearnu molekularnu strukturu, ali s velikom razlikom da N = O veza također ima karakter trostruke veze..

NO se brzo oksidira u zraku radi dobivanja NO₂, i tako stvaraju stabilnije molekularne orbitale s više oksidiranim atomom dušika (+4).

2NO (g) + 0₂(g) => 2NO₂(G)

Biokemijske i fiziološke studije nalaze se iza benigne uloge ovog oksida u živim organizmima.

Ne može formirati N-N veze s drugom molekulom NO zbog delokalizacije nesparenog elektrona u molekularnoj orbitalu, koja je usmjerena više prema atomu kisika (zbog njegove visoke elektronegativnosti). Suprotno se događa s NO₂, koji mogu tvoriti plinovite dimere.

Dušikov trioksid (N₂O₃)

Iscrtkane linije strukture pokazuju dvostruku rezonanciju veze. Kao i svi atomi, oni imaju sp hibridizaciju², molekula je ravna i molekularne interakcije su dovoljno učinkovite da postoji dušikov trioksid kao plava krutina ispod -101 ° C. Na višim temperaturama topi se i disocira u NO i NO₂.

Zašto je razdvojen? Budući da su oksidacijski brojevi +2 i +4 stabilniji od +3, potonji su prisutni u oksidu za svaki od dva atoma dušika. To se opet može objasniti stabilnošću molekularnih orbitala koje proizlaze iz disproporcije.

Na slici lijeva strana N₂O₃ odgovara NO, dok je desna strana NO₂. Logično, ona se proizvodi koalescencijom prethodnih oksida na vrlo niskim temperaturama (-20 ° C). N₂O₃ je anhidrid dušične kiseline (HNO₂).

Dioksid i dušikov tetroksid (br₂, N₂O₄)

NE₂ to je smeđi ili smeđi plin, reaktivan i paramagnetski. Budući da ima nespareni elektron, dimerizira se (veže) s drugom NO plinovitom molekulom₂ formira dušikov tetroksid, bezbojni plin, uspostavljajući ravnotežu između obje kemijske vrste:

2NO₂(G) <=> N₂O₄(G)

To je otrovno i svestrano oksidacijsko sredstvo, sposobno disproportirati svoje redoks reakcije u ionima (oksoanionima).₂^- i NO₃^- (stvara kisele kiše), ili u NO.

Isto tako, NO₂ sudjeluje u složenim atmosferskim reakcijama koje uzrokuju promjene koncentracija ozona (OR₃) na zemaljskim razinama iu stratosferi.

Dinitrogen pentoksid (N₂O₅)

Kada se hidrira, stvara HNO₃, i pri višim koncentracijama kiseline kisik je uglavnom protoniran s djelomičnim pozitivnim nabojem -O⁺-H, ubrzavanje redoks reakcija

reference

1. askIITians. ((2006-2018)). askIITians. Preuzeto 29. ožujka 2018. godine od anketara: askiitians.com
2. Enciklopedija Britannica, Inc. (2018). Encyclopaedia Britannica. Preuzeto 29. ožujka 2018. iz Encyclopaedia Britannica: britannica.com
3. Tox Town. (2017). Tox Town. Preuzeto 29. ožujka 2018. iz Tox Town: toxtown.nlm.nih.gov
4. Profesorica Patricia Shapley. (2010). Dušikovi oksidi u atmosferi. Sveučilište Illinois. Preuzeto 29. ožujka 2018. iz: butane.chem.uiuc.edu
5. Shiver & Atkins. (2008). Anorganska kemija u Elementi skupine 15. (Četvrto izdanje, str. 361-366). Mc Graw Hill