Nitrogen Valencias: Elektronisk konfigurasjon og forbindelser

Valensene av nitrogen varierer fra -3, som i ammoniakk og aminer, til +5 som i salpetersyre (Tyagi, 2009). Dette elementet utvider ikke verdier som andre.

Nitrogenet er et kjemisk element med atomnummer 7 og det første elementet i gruppe 15 (tidligere VA) i det periodiske bordet. 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 klart er kjemisk differensierte fra hverandre. Disse likhetene gjenspeiler vanlige egenskaper ved de elektroniske strukturer av deres atomer (Sanderson, 2016).

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

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

Elektronisk konfigurasjon og valenser

I et atom fyller elektronene de forskjellige nivåene i henhold til deres energier. De første elektronene fyller de lave energinivåene og flytter deretter til et høyere energinivå.

Det ytre energienivået i et atom er kjent som valensskallet, og elektronene plassert i dette skallet kalles valenselektroner.

Disse elektronene finnes hovedsakelig i dannelsen av bindinger og i den kjemiske reaksjonen med andre atomer. Derfor er valenselektroner ansvarlige for forskjellige kjemiske og fysiske egenskaper til et element (Valence Electrons, SF).

Nitrogen, som nevnt tidligere, har et atomnummer Z = 7. Dette innebærer at deres elektroner fyller inn sine energinivåer, eller elektronisk konfigurasjon, er 1S2 2S2 2P3.

Det må huskes at atomer alltid søker å få den elektroniske konfigurasjonen av edle gasser enten ved å vinne, miste eller dele elektroner.

Når det gjelder nitrogen, er den edle gassen den ønsker å ha elektronisk konfigurasjon neon, hvis atomnummer er Z = 10 (1S2 2S2 2P6) og helium, hvis atomnummer er Z = 2 (1S2) (Reusch, 2013) .

De forskjellige måtene nitrogen har å kombinere, vil gi den sin valens (eller oksidasjonstilstand). I det spesifikke tilfellet av nitrogen, som er i den andre perioden av det periodiske tabellen, er det ikke mulig å utvide sitt valenslag som de andre elementene i gruppen din.

Det forventes at det har valenser på -3, +3 og +5. Imidlertid har nitrogen valenstilstander som varierer fra -3, som i ammoniakk og aminer, til +5, som i salpetersyre. (Tyagi, 2009).

Valensbindingsteorien bidrar til å forklare dannelsen av forbindelser, i henhold til den elektroniske konfigurasjonen av nitrogen for en gitt oksidasjonstilstand. For dette må vi ta hensyn til antall elektroner i valenslaget og hvor mye som er nødvendig for å skaffe seg edelgasskonfigurasjon.

Nitrogenforbindelser

Gitt sitt store antall oksidasjonstilstander kan nitrogen danne et stort antall forbindelser. I første omgang må man huske at i tilfelle molekylært nitrogen, per definisjon er valensen sin 0.

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

Oxidasjonstilstanden -2, nitrogenet er igjen med 7 elektroner i valensskallet. Dette ulige antall elektroner i valensskallet forklarer hvorfor forbindelser med denne oksidasjonstilstanden har en brodannende forbindelse mellom to nitrogen. Eksempler på forbindelser med denne oksidasjonstilstanden er hydraziner (R2 -NNR2) og hydrazoner (C = NNR2).

I oksidasjonstilstanden -1 blir nitrogen igjen med 6 elektroner i valensskallet. Eksempel på nitrogenforbindelser med denne valensen er hydroksylamin (R2NH) og azoforbindelser (RN = NR).

I de positive oksidasjonstilstander er nitrogen vanligvis bundet til oksygenatomer som danner oksider, oksisoler eller oksy-syrer. For saken med +1 oksidasjonstilstanden har nitrogen 4 elektroner i valensskallet.

Eksempler på forbindelser med denne valensen er dinitrogenoksyd eller lattergass (N20) og nitrogenforbindelser (R = NO) (Reusch, Oxidation States of Nitrogen, 2015).

I tilfelle av oksidasjonstilstanden av +2 er et eksempel nitrogenoksyd eller nitrogenoksid (NO), en fargeløs gass fremstilt ved omsetning av metaller med fortynnet salpetersyre. Denne forbindelsen er et svært ustabilt fri radikal siden det reagerer med O 2 i luften for å danne NO 2 -gassen.

Nitrit (NO 2 -) i basisk løsning og salpetersyre (HNO 2 ) i syreoppløsning er eksempler på forbindelser med oksidasjonstilstand +3. Disse kan være oksidasjonsmidler for normalt å produsere NO (g) eller reduksjonsmidler for å danne nitration.

Dinitrogentrioksyd (N2O3) og nitrogruppen (R-NO2) er andre eksempler på nitrogenforbindelser med valens +3.

Kullsyre (NO 2 ) eller nitrogenoksid er en nitrogenforbindelse med valens +4. Det er en brun gass som vanligvis produseres ved reaksjonen av konsentrert salpetersyre med mange metaller. Dimeriserer for å danne N 2 O 4 .

I +5-staten finner vi nitrater og salpetersyre som er oksidasjonsmidler i sure løsninger. I dette tilfellet har nitrogen 2 elektroner i valensskallet, som er i 2S-omløpet. (Oksidasjonstilstander av nitrogen, SF).

Det er også forbindelser som nitrosilazid og dinitrogentrioksyd der nitrogen har flere oksidasjonstilstander i molekylet. For nitrosilazid (N 4 O) har nitrogenet valens -1, 0, + 1 og +2; og i tilfelle av dinitrogentrioksyd har den valens +2 og +4.

Nomenklatur av nitrogenforbindelser

Gitt kompleksiteten i kjemi av nitrogenforbindelser, var den tradisjonelle nomenklaturen ikke nok til å nevne dem, enda mindre identifisere dem tilstrekkelig. Det er derfor blant annet grunnen til at den internasjonale foreningen av ren og anvendt kjemi (IUPAC for sin akronym på engelsk) opprettet en systematisk nomenklatur der forbindelser er oppkalt i henhold til mengden atomer de inneholder.

Dette er gunstig når det gjelder å navngi nitrogenoksider. For eksempel vil nitrogenoksyd bli kalt nitrogenmonoksid og nitrogenoksid (NO) dinitrogenmonoksid (N 2 O).

I tillegg utviklet den tyske kjemikeren Alfred Stock i 1919 år en metode for å nevne kjemiske forbindelser basert på oksidasjonstilstanden, som er skrevet i romersk tallerkener innelukket i parentes. Således vil f.eks. Nitrogenoksid og nitrogenoksid bli kalt nitrogenoksid (II) og nitrogenoksid (I) (IUPAC, 2005).