Oxidy dusíka (NOx) Rôzne formulácie a nomenklatúry

oxidov dusíka sú to v podstate plynné anorganické zlúčeniny, ktoré obsahujú väzby medzi atómami dusíka a kyslíka. Jeho chemický vzorec je NO_x, indikujú, že oxidy majú rôzne pomery kyslíka a dusíka.

Dusík vedie skupinu 15 periodickej tabuľky, zatiaľ čo kyslíková skupina 16; obidva prvky sú členmi periódy 2. Táto blízkosť je dôvodom, prečo sú väzby N-0 v oxidoch kovalentné. Týmto spôsobom sú väzby v oxidoch dusíka kovalentné.

Všetky tieto väzby možno vysvetliť teóriou molekulárneho orbitalu, ktorý odhaľuje paramagnetizmus (elektrón nespárovaný v poslednom molekulárnom orbitáli) niektorých z týchto zlúčenín. Z nich najbežnejšími zlúčeninami sú oxid dusnatý a oxid dusičitý.

Molekula v hornom obraze zodpovedá uhlovej štruktúre v plynnej fáze oxidu dusičitého (NO₂). Oproti tomu má oxid dusnatý (NO) lineárnu štruktúru (vzhľadom na sp hybridizáciu oboch atómov).

Oxidy dusíka sú plyny produkované mnohými ľudskými činnosťami, od vedenia vozidla alebo fajčenia cigariet až po priemyselné procesy ako znečisťujúci odpad. NO je však prirodzene produkovaný enzymatickými reakciami a bleskom v búrkach: N₂(g) + O₂(g) => 2NO (g)

Vysoké teploty lúčov lámu energetickú bariéru, ktorá bráni tejto reakcii v normálnych podmienkach. Akú energetickú bariéru? To, ktoré tvorí trojitá väzba N bondN, čo robí N-molekulu₂ inertný plyn z atmosféry.

index

• 1 Oxidačné čísla pre dusík a kyslík v ich oxidoch 
• 2 Rôzne formulácie a názvoslovia
  • 2.1 Oxid dusný (N2O)
  • 2.2 Oxid dusnatý (NO)
  • 2.3 Oxid dusičitý (N2O3)
  • 2.4 Dioxid a oxid dusnatý (NO2, N2O4)
  • 2.5 Oxid dusný (N2O5)
• 3 Odkazy

Oxidačné čísla pre dusík a kyslík v ich oxidoch

Elektronická konfigurácia kyslíka je [He] 2s²2p⁴, potrebujú len dva elektróny na dokončenie oktetu jeho valenčného puzdra; to znamená, že môže získať dva elektróny a mať oxidačné číslo rovné -2.

Na druhej strane, elektronická konfigurácia dusíka je [He] 2s²2p³, schopnosť získať až tri elektróny na vyplnenie valenčného oktetu; napríklad v prípade amoniaku (NH₃) má oxidačné číslo rovné -3. Ale kyslík je oveľa viac elektronegatívny ako vodík a "núti" dusík, aby sa podelil o svoje elektróny.

Koľko elektrónov môže dusík zdieľať s kyslíkom? Ak zdieľate elektróny svojho valenčného plášťa jeden po druhom, dosiahnete limit piatich elektrónov, čo zodpovedá oxidačnému číslu +5.

V dôsledku toho, v závislosti od toho, koľko väzieb tvorí s kyslíkom, sa oxidačné čísla dusíka pohybujú od +1 do +5.

Rôzne formulácie a názvoslovia

Oxidy dusíka v rastúcom poradí čísel oxidácie dusíka sú:

- N₂Alebo oxid dusný (+1)

- NO, oxid dusnatý (+2)

- N₂O₃, oxid dusitý (+3)

- NO₂, oxid dusičitý (+4)

- N₂O₅, oxid dusný (+5)

 Oxid dusný (N₂O)

Oxid dusný (alebo všeobecne známy ako smiechový plyn) je bezfarebný plyn, s miernou sladkou vôňou a málo reaktívnym. Môže byť vizualizovaný ako molekula N₂ (modré guľôčky), ktoré na jednom konci pridali atóm kyslíka. Pripravuje sa tepelným rozkladom dusičnanových solí a používa sa ako anestetikum a analgetikum.

Dusík má v tomto oxide oxidačné číslo +1, čo znamená, že nie je veľmi oxidovaný a jeho dopyt po elektrónoch nie je presvedčivý; musíte však získať iba dva elektróny (jeden pre každý dusík), aby sa stal stabilným molekulárnym dusíkom.

V zásaditých a kyslých roztokoch sú reakcie: \ t

N₂0 (g) + 2H⁺(ac) + 2e^- => N₂(g) + H₂O (l)

N₂0 (g) + H₂0 (l) + 2e^- => N₂(g) + 2OH^-(Aq)

Tieto reakcie, hoci termodynamicky, sú podporované tvorbou stabilnej molekuly N₂, vyskytujú sa pomaly a reagencie, ktoré darujú pár elektrónov, musia byť veľmi silné redukčné činidlá.

Oxid dusnatý (NO)

Tento oxid pozostáva z bezfarebného, ​​reaktívneho a paramagnetického plynu. Podobne ako oxid dusný, má aj lineárnu molekulovú štruktúru, ale s veľkým rozdielom, že väzba N = O má tiež trojitú väzbu..

NO sa rýchlo oxiduje vo vzduchu za vzniku NO₂, a tak vytvárajú stabilnejšie molekulárne orbitály s oxidovanejším atómom dusíka (+4).

2NO (g) + O₂(g) => 2NO₂(G)

Biochemické a fyziologické štúdie sú za benígnou úlohou tohto oxidu v živých organizmoch.

Nemôže vytvárať N-N väzby s inou molekulou NO kvôli delokalizácii nepárového elektrónu v molekulárnom orbitalu, ktorý je nasmerovaný viac na atóm kyslíka (kvôli jeho vysokej elektronegativite). Opak je s NO₂, ktoré môžu tvoriť plynné diméry.

Oxid dusnatý (N₂O₃)

Čiarkované čiary štruktúry ukazujú rezonanciu dvojitej väzby. Podobne ako všetky atómy, majú sp hybridizáciu², molekula je plochá a molekulové interakcie sú dostatočne účinné na to, aby oxid dusnatý existoval ako modrá tuhá látka pod -101 ° C. Pri vyšších teplotách sa topí a disociuje na NO a NO₂.

Prečo je disociovaná? Pretože oxidačné čísla +2 a +4 sú stabilnejšie ako +3, tieto sú prítomné v oxide pre každý z dvoch atómov dusíka. To je opäť možné vysvetliť stabilitou molekulárnych orbitálov vyplývajúcich z disproporcie.

Na obrázku, ľavá strana N₂O₃ zodpovedá NO, zatiaľ čo pravá strana NO₂. Logicky sa vyrába koalescenciou predchádzajúcich oxidov pri veľmi nízkych teplotách (-20 ° C). N₂O₃ je anhydrid kyseliny dusitej (HNO)₂).

Dioxid a oxid dusnatý (NO₂, N₂O₄)

NO₂ je to hnedý alebo hnedý plyn, reaktívny a paramagnetický. Pretože má nepárový elektrón, dimerizuje (viaže sa) s inou NO plynnou molekulou₂ na vytvorenie oxidu dusnatého, bezfarebného plynu, ktorý vytvára rovnováhu medzi oboma chemickými druhmi:

2NO₂(G) <=> N₂O₄(G)

Je to jedovaté a všestranné oxidačné činidlo, schopné disproporcionácie vo svojich redoxných reakciách v iónoch (oxoaniónoch).₂^- a NO₃^- (generovanie kyslého dažďa) alebo NO.

Podobne NO₂ sa podieľa na komplexných atmosférických reakciách, ktoré spôsobujú zmeny koncentrácií ozónu (OR₃) na pozemných úrovniach av stratosfére.

Oxid dusný (N₂O₅)

Pri hydratácii vytvára HNO₃, a pri vyšších koncentráciách kyseliny je kyslík hlavne protonizovaný s čiastočným pozitívnym nábojom -O⁺-H, urýchľujúce redox reakcie

referencie

1. askIITians. ((2006-2018)). askIITians. Získané dňa 29. marca 2018, od askIITians: askiitians.com
2. Encyclopaedia Britannica, Inc. (2018). Encyclopaedia Britannica. Získané dňa 29. marca 2018, z Encyclopaedia Britannica: britannica.com
3. Tox Town. (2017). Tox Town. Získané 29. marca 2018, z Tox Town: toxtown.nlm.nih.gov
4. Profesorka Patricia Shapleyová. (2010). Oxidy dusíka v atmosfére. Univerzita v Illinois. Získané dňa 29. marca 2018, z: butane.chem.uiuc.edu
5. Shiver & Atkins. (2008). Anorganická chémia v Prvky skupiny 15. (Štvrté vydanie, str. 361 až 366). Mc Graw Hill