De valenser av kväve sträcker sig från -3 såsom ammoniak och aminer, till 5 och salpetersyra (Tyagi, 2009). Detta element utvidgar inte valenser som andra.
Kväveatomen är ett kemiskt element med atomnummer 7 och det första elementet i grupp 15 (tidigare VA) i det periodiska systemet. Gruppen består av kväve (N), fosfor (P), arsenik (As), antimon (Sb), vismut (Bi) och moscovium (Mc).
Bild 1: Bohrdiagram över kväveatomen.
Elementen delar vissa allmänna likheter i kemiskt beteende, även om de tydligt skiljer sig från varandra kemiskt. Dessa likheter återspeglar vanliga egenskaper hos deras elektroniska strukturer (Sanderson, 2016).
Kväve finns i nästan alla proteiner och spelar en viktig roll i både biokemiska och industriella tillämpningar. Kväve bildar starka bindningar på grund av dess förmåga att tredubbla bindning med en annan kväveatom och andra element.
Därför finns det en stor mängd energi i kväveföreningar. Innan för 100 år sedan var lite känt om kväve. Nu används kväve vanligtvis för att konservera mat och som gödselmedel (Wandell, 2016).
Elektronisk konfiguration och valenser
I en atom fyller elektroner de olika nivåerna beroende på deras energier. De första elektronerna fyller de lägre energinivåerna och flyttar sedan till en högre energinivå.
Den yttersta energinivån i en atom kallas valensskalet och elektronerna som placeras i detta skal kallas valenselektroner.
Dessa elektroner finns huvudsakligen i bindningsbildning och kemisk reaktion med andra atomer. Därför ansvarar valenselektroner för olika kemiska och fysikaliska egenskaper hos ett element (Valence Electrons, SF).
Kväve har, som nämnts tidigare, ett atomantal Z = 7. Detta innebär att dess fyllning av elektroner i deras energinivåer, eller elektronkonfiguration, är 1S 2 2S 2 2P 3 .
Det måste komma ihåg att atomer i naturen alltid försöker ha den elektroniska konfigurationen av ädla gaser, antingen genom att vinna, förlora eller dela elektroner.
När det gäller kväve är ädelgasen som försöker ha en elektronisk konfiguration neon, vars atomantal är Z = 10 (1S 2 2S 2 2P 6 ) och helium, vars atomantal är Z = 2 (1S 2 ) ( Reusch, 2013).
De olika sätten som kväve har att kombinera ger det dess valens (eller oxidationstillstånd). I det specifika fallet med kväve, eftersom det är i den andra perioden i det periodiska systemet, kan den inte utöka sitt valensskikt som de andra elementen i sin grupp gör.
Det förväntas ha valenser på -3, +3 och +5. Kväve har emellertid valentillstånd som sträcker sig från -3, som i ammoniak och aminer, till +5, som i salpetersyra. (Tyagi, 2009).
Valensbindningsteorin hjälper till att förklara bildningen av föreningar, i enlighet med elektronkonfigurationen av kväve för ett givet oxidationstillstånd. För detta måste antalet elektroner i valensskalet beaktas och hur mycket som återstår för att få en ädelgasskonfiguration.
Kväveföreningar
Figur 2: struktur av molekylärt kväve med valens 0.
Med tanke på det stora antalet oxidationstillstånd kan kväve bilda ett stort antal föreningar. I första hand måste det komma ihåg att när det gäller molekylärt kväve, per definition är dess valens 0.
Oxidationstillståndet -3 är ett av de vanligaste för elementet. Exempel på föreningar med detta oxidationstillstånd är ammoniak (NH3), aminer (R3N), ammoniumjon (NH 4 + ), iminer (C = NR) och nitriler (C = N).
I oxidationstillståndet -2 kvarstår kväve med 7 elektroner i sitt valensskal. Detta udda antal elektroner i valensskalet förklarar varför föreningar med detta oxidationstillstånd har en brobindning mellan två kväve. Exempel på föreningar med detta oxidationstillstånd är hydraziner (R 2 -NNR 2 ) och hydrazoner (C = NNR 2 ).
I -1-oxidationstillståndet kvarstår kväve med 6 elektroner i valensskalet. Exempel på kväveföreningar med detta valens är hydroxyl amin (R 2 NOH) och azoföreningar (RN = NR).
I positiva oxidationstillstånd är kväve vanligtvis bundna till syreatomer för att bilda oxider, oxysalter eller oxidsyror. När det gäller +1-oxidationstillståndet har kväve fyra elektroner i sitt valensskal.
Exempel på föreningar med detta valens är dikväveoxid eller lustgas (N 2 O) och nitrosoföreningar (R = NO) (Reusch, Oxidation stater Kväve, 2015).
När det gäller oxidationstillståndet +2 är ett exempel kväveoxid eller kväveoxid (NO), en färglös gas som produceras genom reaktion av metaller med utspädd salpetersyra. Denna förening är ett extremt instabilt fri radikal eftersom det reagerar med O 2 i luft för att bilda NO 2 gas .
Nitrit (NO 2 - ) i baslösning och salpetersyra (HNO 2 ) i syralösning är exempel på föreningar med oxidationstillstånd +3. Dessa kan vara oxidationsmedel för att normalt producera NO (g) eller reduktionsmedel för att bilda nitratjonen.
Dikvävetrioxid (N 2 O 3 ) och nitrogruppen (R-NR 2 ) är andra exempel på kvävehaltiga föreningar med valensen 3.
Kväveoxid (NO 2 ) eller kvävedioxid är en kväveförening med valens +4. Det är en brun gas som generellt produceras genom reaktion av koncentrerad salpetersyra med många metaller. Dimererar för att bilda N 2 O 4 .
I tillstånd +5 hittar vi nitrater och salpetersyra som är oxidationsmedel i syralösningar. I detta fall har kväve två elektroner i valensskalet, som finns i 2S-kretsloppet. (Oxidationstillstånd för kväve, SF).
Det finns också föreningar som nitrosilazid och dinitrogentrioxid där kväve har olika oxidationstillstånd i molekylen. I fallet med nitrosilazide (N 4 O), har kväve en valens av -1, 0, + 1 och 2; och för dinitrogentrioxid har den en valens av +2 och +4.
Nomenklatur av kväveföreningar
Med tanke på komplexiteten i kväveföreningens kemi räckte inte den traditionella nomenklaturen för att namnge dem, mycket mindre identifiera dem ordentligt. Det är därför, bland andra skäl, att International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) skapade en systematisk nomenklatur där föreningar namnges enligt antalet atomer som de innehåller.
Detta är fördelaktigt när det gäller namngivning av kväveoxider. Exempelvis kväveoxid skulle namnges kvävemonoxid och kväveoxid (NO) dikvävemonoxid (N 2 O).
Dessutom utvecklade den tyska kemisten Alfred Stock 1919 en metod för att namnge kemiska föreningar baserade på oxidationstillståndet, som är skriven i romerska siffror inneslutna inom parentes. Således, till exempel, skulle kväveoxid och kväveoxid kallas kväveoxid (II) respektive kväveoxid (I) (IUPAC, 2005).
referenser
- (2005). NOMENKLATUR AV OORGANISK KEMIS IUPAC-rekommendationer 2005. Hämtad från iupac.org.
- Oxidationstillstånd för kväve. (SF). Återställdes från kpu.ca.
- Reusch, W. (2013, 5 maj). Elektronkonfigurationer i det periodiska systemet. Återställdes från chemistry.msu.edu.
- Reusch, W. (2015, 8 augusti). Oxidationsstater av kväve. Återställs från chem.libretexts.org.
- Sanderson, RT (2016, 12 december). Kvävegruppselement. Återställs från britannica.com.
- Tyagi, VP (2009). Viktig kemi Xii. Nytt Deli: Ratna Sagar.
- Valenselektroner. (SF). Återställs från chemistry.tutorvista.com.
- Wandell, A. (2016, 13 december). Kvävekemi. Återställs från chem.libretexts.org.