Stickstoffoxide (NOx) Verschiedene Formulierungen und Nomenklaturen

Die Stickoxide sie sind im Wesentlichen gasförmige anorganische Verbindungen, die Bindungen zwischen Stickstoff- und Sauerstoffatomen enthalten. Seine chemische Formel ist NEIN_x, was darauf hinweist, dass die Oxide unterschiedliche Anteile von Sauerstoff und Stickstoff haben.

Stickstoff führt zur Gruppe 15 des Periodensystems, während Sauerstoffgruppe 16; beide Elemente sind Mitglieder der Periode 2. Diese Nähe ist der Grund, warum die NO-Bindungen in den Oxiden kovalent sind. Auf diese Weise sind die Bindungen in Stickoxiden kovalent.

Alle diese Verbindungen können mit der Theorie des Molekülorbitals erklärt werden, die den Paramagnetismus (ein im letzten Molekülorbital ungepaartes Elektron) einiger dieser Verbindungen zeigt. Von diesen sind die üblichsten Verbindungen Stickoxid und Stickstoffdioxid.

Das Molekül im oberen Bild entspricht der Gasphasenwinkelstruktur von Stickstoffdioxid (NO₂). Im Gegensatz dazu hat Stickstoffmonoxid (NO) eine lineare Struktur (unter Berücksichtigung der sp-Hybridisierung für beide Atome).

Stickoxide sind Gase, die von vielen menschlichen Aktivitäten erzeugt werden, vom Fahren eines Fahrzeugs oder Rauchen von Zigaretten bis hin zu industriellen Prozessen als umweltverschmutzender Abfall. Jedoch wird NO natürlich durch enzymatische Reaktionen und Blitze in Gewittern produziert: N₂(g) + O₂(g) => 2NO (g)

Die hohen Temperaturen der Strahlen brechen die energetische Barriere, die diese Reaktion unter normalen Bedingungen verhindert. Welche Energiebarriere? Das bildete sich durch die Dreifachbindung N≡N, wodurch das N-Molekül entstand₂ ein Inertgas aus der Atmosphäre.

Index

• 1 Oxidationszahlen für Stickstoff und Sauerstoff in ihren Oxiden
• 2 verschiedene Formulierungen und Nomenklaturen
  • 2.1 Distickstoffoxid (N2O)
  • 2.2 Stickoxid (NO)
  • 2.3 Stickstofftrioxid (N2O3)
  • 2.4 Dioxid und Stickstofftetroxid (NO2, N2O4)
  • 2.5 Distickstoffpentoxid (N2O5)
• 3 Referenzen

Oxidationszahlen für Stickstoff und Sauerstoff in ihren Oxiden 

Die elektronische Konfiguration für Sauerstoff ist [He] 2s²2p⁴benötigt nur zwei Elektronen, um das Oktett seiner Valenzschale zu vervollständigen; das heißt, es kann zwei Elektronen gewinnen und hat eine Oxidationszahl gleich -2.

Auf der anderen Seite ist die elektronische Konfiguration für Stickstoff [He] 2s²2p³, bis zu drei Elektronen zu gewinnen, um sein Valenzoktett zu füllen; beispielsweise im Fall von Ammoniak (NH & sub3;)₃) hat eine Oxidationszahl gleich -3. Aber Sauerstoff ist viel elektronegativer als Wasserstoff und "zwingt" Stickstoff, seine Elektronen zu teilen.

Wie viele Elektronen kann Stickstoff mit Sauerstoff teilen? Wenn Sie die Elektronen Ihrer Valenzschale eins nach dem anderen teilen, erreichen Sie die Grenze von fünf Elektronen, was einer Oxidationszahl von +5 entspricht.

Folglich variieren die Oxidationszahlen von Stickstoff, abhängig davon, wie viele Bindungen er mit Sauerstoff bildet, von +1 bis +5.

Verschiedene Formulierungen und Nomenklaturen

Die Oxide von Stickstoff, in ansteigender Reihenfolge der Oxidationszahlen von Stickstoff, sind:

- N₂Oder, Lachgas (+1)

- NO, Stickoxid (+2)

- N₂O₃, Distickstofftrioxid (+3)

- NEIN₂, Stickstoffdioxid (+4)

- N₂O₅, Distickstoffpentoxid (+5)

 Lachgas (N₂O)

Distickstoffoxid (Lachgas) ist ein farbloses Gas, mit einem leichten süßen Geruch und wenig reaktiv. Es kann als ein N-Molekül visualisiert werden₂ (blaue Kugeln), die an einem Ende ein Sauerstoffatom hinzugefügt haben. Es wird durch thermische Zersetzung von Nitratsalzen hergestellt und dient als Anästhetikum und Analgetikum.

Stickstoff hat in diesem Oxid eine Oxidationszahl von +1, was bedeutet, dass es nicht sehr oxidiert ist und seine Nachfrage nach Elektronen nicht zwingend ist; Sie müssen jedoch nur zwei Elektronen (einen für jeden Stickstoff) gewinnen, um der stabile molekulare Stickstoff zu werden.

In basischen und sauren Lösungen sind die Reaktionen:

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

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

Diese Reaktionen werden zwar thermodynamisch begünstigt durch die Bildung des stabilen Moleküls N₂Sie treten langsam auf und die Reagentien, die das Elektronenpaar abgeben, müssen sehr starke Reduktionsmittel sein.

Stickoxid (NO)

Dieses Oxid besteht aus einem farblosen, reaktiven und paramagnetischen Gas. Wie Lachgas hat es eine lineare Molekülstruktur, aber mit dem großen Unterschied, dass die N = O-Bindung auch einen Dreifachbindungscharakter hat.

NO oxidiert schnell in der Luft, um NO zu erzeugen₂und erzeugen so stabilere Molekülorbitale mit einem stärker oxidierten Stickstoffatom (+4).

2NO (g) + O₂(g) => 2NO₂(G)

Biochemische und physiologische Studien stehen hinter der benignen Rolle dieses Oxids in lebenden Organismen.

Es kann aufgrund der Delokalisierung des ungepaarten Elektrons im Molekülorbital, das aufgrund seiner hohen Elektronegativität mehr auf das Sauerstoffatom gerichtet ist, keine N-N-Bindungen mit einem anderen Molekül NO eingehen. Das Gegenteil tritt mit dem NO auf₂, die gasförmige Dimere bilden können.

Stickstofftrioxid (N.₂O₃)

Die gepunkteten Linien der Struktur zeigen die Resonanz der Doppelbindung an. Wie alle Atome haben sie eine sp-Hybridisierung², das Molekül ist flach und die molekularen Wechselwirkungen sind so effektiv, dass Stickstofftrioxid unter -101 ° C als blauer Feststoff vorliegt. Bei höheren Temperaturen schmilzt es und dissoziiert in NO und NO₂.

Warum ist es dissoziiert? Da die Oxidationszahlen +2 und +4 stabiler sind als +3, sind die letzteren im Oxid für jedes der beiden Stickstoffatome vorhanden. Dies kann wiederum durch die Stabilität der Molekülorbitale erklärt werden, die aus dem Disproportionalen resultiert.

Im Bild ist die linke Seite des N₂O₃ entspricht dem NEIN, während die rechte Seite dem NEIN entspricht₂. Logischerweise wird es durch die Koaleszenz der vorhergehenden Oxide bei sehr niedrigen Temperaturen (-20ºC) hergestellt. Die N₂O₃ ist salpetriges Säureanhydrid (HNO)₂).

Dioxid und Stickstofftetroxid (NO₂, N₂O₄)

NEIN₂ es ist ein braunes oder braunes Gas, reaktiv und paramagnetisch. Da es ein ungepaartes Elektron hat, dimerisiert es (bindet) mit einem anderen NO-Gasmolekül₂ zur Bildung von Stickstofftetroxid, farbloses Gas, zur Herstellung eines Gleichgewichts zwischen den beiden chemischen Spezies:

2NO₂(g) <=> N₂O₄(G)

Es ist ein giftiges und vielseitiges Oxidationsmittel, das in seinen Redoxreaktionen in Ionen (Oxoanionen) unverhältnismäßig sein kann.₂^- und NEIN₃^- (erzeugt sauren Regen) oder in der NO.

Ebenso die NO₂ ist an komplexen atmosphärischen Reaktionen beteiligt, die zu Schwankungen der Ozonkonzentrationen führen (O₃) auf terrestrischen Ebenen und in der Stratosphäre.

Distickstoffpentoxid (N₂O₅)

Distickstoffpentoxid ist ein kristalliner Feststoff, Salpetersäureanhydrid (HNO)₃), und ist die am meisten oxidierte Form, daher das meiste Oxidationsmittel von Stickstoff. In der Gasphase hat es eine molekulare Struktur, wie durch das Bild veranschaulicht, aber in einer festen Phase besteht das Oxid aus NO-Ionen₂⁺ und NEIN₃^-.

Wenn es hydratisiert wird, erzeugt es HNO₃und bei höheren Konzentrationen der Säure wird der Sauerstoff hauptsächlich mit positiver Teilladung -O protoniert⁺-H, beschleunigende Redoxreaktionen

Referenzen

1. Fragesteller. ((2006-2018)). Fragesteller. Abgerufen am 29. März 2018 von askIITians: askititians.com
2. Encyclopaedia Britannica, Inc. (2018). Enzyklopädie Britannica. Abgerufen am 29. März 2018 von Encyclopaedia Britannica: britannica.com
3. Tox Stadt. (2017). Tox Stadt. Am 29. März 2018 von Tox Town abgeholt: toxtown.nlm.nih.gov
4. Professor Patricia Shapley. (2010). Stickoxide in der Atmosphäre. Universität von Illinois. Abgerufen am 29. März 2018 von: butane.chem.uiuc.edu
5. Zittern und Atkins. (2008). Anorganische Chemie in Die Elemente der Gruppe 15. (Vierte Ausgabe, S. 361-366). Mc Graw Hill