Nitrogen Valences-konfigurasjon og forbindelser

De nitrogenvalenser De spenner fra -3, som i ammoniakk og aminer, til +5 som i salpetersyre (Tyagi, 2009). Dette elementet utvider ikke valenser som andre.

Nitrogenatomet er et kjemisk element med atomnummer 7 og det første elementet i gruppe 15 (tidligere VA) i det periodiske systemet. Gruppen består av nitrogen (N), fosfor (P), arsen (As), antimon (Sb), vismut (Bi) og moscovium (Mc).

Elementene deler visse generelle likheter i kjemisk oppførsel, selv om de er tydelig differensiert fra hverandre kjemisk. Disse likhetene gjenspeiler vanlige egenskaper ved de elektroniske strukturene til deres atomer (Sanderson, 2016).

Nitrogen er tilstede i nesten alle proteiner og spiller en viktig rolle i både biokjemiske og industrielle applikasjoner. Nitrogen danner sterke bindinger på grunn av dets evne til å danne en trippelbinding med et annet nitrogenatom og andre elementer..

Derfor er det en stor mengde energi i nitrogenforbindelser. Før 100 år siden var det lite kjent om nitrogen. Nå brukes nitrogen ofte til å konservere mat og som gjødsel (Wandell, 2016).

Elektronisk konfigurasjon og valenser

I et atom fyller elektronene de forskjellige nivåene i henhold til energiene. De første elektronene fyller de lavere energinivåene og beveger seg deretter til et høyere energinivå.

Det ytterste energinivået i et atom er kjent som valensskallet, og elektronene som er plassert i dette skallet er kjent som valenselektroner..

Disse elektronene finnes hovedsakelig i bindingsdannelse og kjemisk reaksjon med andre atomer. Derfor er valenselektroner ansvarlige for forskjellige kjemiske og fysiske egenskaper til et element (Valence Electrons, S.F.).

Nitrogen, som nevnt tidligere, har et atomnummer på Z = 7. Dette innebærer at fyllingen av elektroner i energinivået, eller elektronkonfigurasjonen, er 1S^to 2S^to 2 s³.

Det må huskes at atomer i naturen alltid søker å ha den elektroniske konfigurasjonen av edelgasser, enten ved å få, miste eller dele elektroner..

I tilfelle av nitrogen er edelgassen som søker å ha en elektronisk konfigurasjon neon, hvis atomnummer er Z = 10 (1S^to 2S^to 2 s⁶) og helium, hvis atomnummer er Z = 2 (1S^to) (Reusch, 2013).

De forskjellige måtene nitrogen må kombineres på vil gi det sin valens (eller oksidasjonstilstand). I det spesifikke tilfellet av nitrogen, fordi det er i den andre perioden av det periodiske systemet, er det ikke i stand til å utvide sitt valensskall slik de andre elementene i gruppen gjør..

Det forventes å ha valenser på -3, +3 og +5. Imidlertid har nitrogen valensstatus fra -3, som i ammoniakk og aminer, til +5, som i salpetersyre. (Tyagi, 2009).

Valensbindingsteorien hjelper til med å forklare dannelsen av forbindelser, i henhold til elektronkonfigurasjonen av nitrogen for en gitt oksidasjonstilstand. For dette er det nødvendig å ta hensyn til antall elektroner i valensskallet og hvor mye som er igjen for å tilegne seg edelgasskonfigurasjonen..

Nitrogenforbindelser

Gitt sitt store antall oksidasjonstilstander, kan nitrogen danne et stort antall forbindelser. I første omgang må det huskes at når det gjelder molekylært nitrogen, er valensen per definisjon 0.

Oksidasjonstilstanden til -3 er en av de vanligste for elementet. Eksempler på forbindelser med denne oksidasjonstilstanden er ammoniakk (NH3), aminer (R3N), ammoniumion (NH₄⁺), iminer (C = N-R) og nitriler (C≡N).

I oksidasjonstilstand -2 er nitrogen igjen med 7 elektroner i valensskallet. Dette odde antallet elektroner i valensskallet forklarer hvorfor forbindelser med denne oksidasjonstilstanden har en broforbindelse mellom to nitrogen. Eksempler på forbindelser med denne oksidasjonstilstanden er hydraziner (R_to-N-N-R_to) og hydrazoner (C = N-N-R_to).

I -1 oksidasjonstilstand er nitrogen igjen med 6 elektroner i valensskallet. Eksempel på nitrogenforbindelser med denne valensen er hydroksylamin (R_toNOH) og azoforbindelsene (RN = NR).

I positive oksidasjonstilstander er nitrogen vanligvis bundet til oksygenatomer for å danne oksider, oksysalter eller oksysyrer. For oksidasjonsstatus +1 har nitrogen 4 elektroner i valensskallet.

Eksempler på forbindelser med denne valensen er dinitrogenoksid eller lattergass (N_toO) og nitrosoforbindelser (R = NO) (Reusch, Oxidation States of Nitrogen, 2015).

For oksidasjonstilstanden på +2, er et eksempel nitrogenoksid eller nitrogenoksid (NO), en fargeløs gass produsert ved reaksjon av metaller med fortynnet salpetersyre. Denne forbindelsen er en ekstremt ustabil fri radikal siden den reagerer med O_to i luften for å danne NO-gassen_to.

Nitritt (NO_to^-) i basisk løsning og salpetersyre (HNO_to) i syreoppløsning er eksempler på forbindelser med oksidasjonstilstand +3. Disse kan være oksidasjonsmidler for normalt å produsere NO (g) eller reduksjonsmidler for å danne nitrationet..

Dinitrogen trioxide (N_toELLER₃) og nitrogruppen (R-NO_to) er andre eksempler på nitrogenforbindelser med valens +3.

Salpetersyre (NO)_to) eller nitrogendioksyd er en nitrogenforbindelse med valens +4. Det er en brun gass som vanligvis produseres ved omsetning av konsentrert salpetersyre med mange metaller. Dimeriserer for å danne N_toELLER₄.

I +5-tilstanden finner vi nitrater og salpetersyre, som er oksidasjonsmidler i syreoppløsninger. I dette tilfellet har nitrogen 2 elektroner i valensskallet, som er i 2S-orbitalen. (Oksidasjonstilstander av nitrogen, S.F.).

Det er også forbindelser som nitrosilazid og dinitrogen trioxide hvor nitrogen har forskjellige oksidasjonstilstander i molekylet. Når det gjelder nitrosilazid (N₄O) nitrogen har en valens på -1, 0, + 1 og +2; og i tilfelle dinitrogen trioxide har den valens +2 og +4.

Nomenklatur for nitrogenforbindelser

Gitt kompleksiteten i kjemien til nitrogenforbindelser, var den tradisjonelle nomenklaturen ikke nok til å navngi dem, langt mindre identifisere dem riktig. Det er blant annet grunnen til at International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) opprettet en systematisk nomenklatur der forbindelser er navngitt etter antall atomer de inneholder..

Dette er gunstig når det gjelder å navngi nitrogenoksider. For eksempel vil nitrogenoksid bli kalt nitrogenmonoksid og lystgass (NO) dinitrogenmonoksid (N_toELLER).

I tillegg utviklet den tyske kjemikeren Alfred Stock i 1919 en metode for navngivning av kjemiske forbindelser basert på oksidasjonstilstanden, som er skrevet med romertall som er lukket i parentes. Således vil for eksempel nitrogenoksid og lystgass kalles henholdsvis nitrogenoksid (II) og nitrogenoksid (I) (IUPAC, 2005).

Referanser

1. (2005). NOMENKLATUR AV INORGANISK KJEMI IUPAC-anbefalinger 2005. Gjenopprettet fra iupac.org.
2. Oksidasjonstilstander av nitrogen. (S.F.). Gjenopprettet fra kpu.ca.
3. Reusch, W. (2013, 5. mai). Elektronkonfigurasjoner i det periodiske systemet. Gjenopprettet fra chemistry.msu.edu.
4. Reusch, W. (2015, 8. august). Oksidasjonsstatistikker for nitrogen. Gjenopprettet fra chem.libretexts.org.
5. Sanderson, R. T. (2016, 12. desember). Nitrogen gruppe element. Gjenopprettet fra britannica.com.
6. Tyagi, V. P. (2009). Essential Chemistry XII. New Deli: Ratna Sagar.
7. Valenselektroner. (S.F.). Gjenopprettet fra chemistry.tutorvista.com.
8. Wandell, A. (2016, 13. desember). Nitrogenkjemi. Gjenopprettet fra chem.libretexts.org.