Kvävevalencia: Elektronisk konfiguration och föreningar

Valenserna av kväve varierar från -3, som i ammoniak och aminer, till +5 som i salpetersyra (Tyagi, 2009). Detta element utökar inte valens som andra.

Kväveatomen är ett kemiskt element med atomnummer 7 och det första elementet i grupp 15 (tidigare VA) i det periodiska bordet. Gruppen består av kväve (N), fosfor (P), arsen (As), antimon (Sb), vismut (Bi) och moskov (Mc).

Elementen delar vissa allmänna likheter i kemiskt beteende, även om de tydligt är kemiskt differentierade från varandra. Dessa likheter återspeglar gemensamma egenskaper hos de elektroniska strukturerna hos sina atomer (Sanderson, 2016).

Kväve är närvarande i nästan alla proteiner och spelar en viktig roll i både biokemiska applikationer och industriella tillämpningar. Kväve bildar starka bindningar på grund av dess förmåga att bilda en trippelbindning med en annan kväveatom och andra element.

Därför finns det en stor mängd energi i kväveföreningarna. För 100 år sedan var lite känt om kväve. Nu används kväve vanligt för att spara mat, och som ett gödningsmedel (Wandell, 2016).

Elektronisk konfiguration och valenser

I en atom fyller elektronerna de olika nivåerna enligt deras energier. De första elektronerna fyller de låga energinivåerna och flyttar sedan till en högre energinivå.

Den mest externa energinivån i en atom är känd som valensskalet och elektronerna placerade i detta skal kallas valenselektroner.

Dessa elektroner finns huvudsakligen i bildandet av bindningar och i den kemiska reaktionen med andra atomer. Valenselektroner är därför ansvariga för olika kemiska och fysiska egenskaper hos ett element (Valence Electron, SF).

Kväve, som nämnts tidigare, har ett atomnummer av Z = 7. Detta innebär att deras elektroner fyller i sina energinivåer, eller elektronisk konfiguration, är 1S2 2S2 2P3.

Man måste komma ihåg att atomer alltid försöker få den elektroniska konfigurationen av ädelgaser antingen genom att vinna, förlora eller dela elektroner.

När det gäller kväve är den ädelgas som den söker ha elektronisk konfiguration neon, vars atomnummer är Z = 10 (1S2 2S2 2P6) och helium, vars atomnummer är Z = 2 (1S2) (Reusch, 2013) .

De olika sätt som kväve måste kombinera ger det sin valens (eller oxidationstillstånd). I det specifika fallet med kväve, som ligger i den andra perioden i det periodiska tabellen, kan inte expandera sitt valensskikt som de andra elementen i din grupp.

Det förväntas att det har valens av -3, +3 och +5. Kväve har dock valenstillstånd som sträcker sig från -3, som i ammoniak och aminer, till +5, som i salpetersyra. (Tyagi, 2009).

Valensbindningsteorin bidrar till att förklara bildandet av föreningar, enligt den elektroniska konfigurationen av kväve för ett givet oxidationstillstånd. För detta måste vi ta hänsyn till antalet elektroner i valensskiktet och hur mycket som krävs för att förvärva ädelgaskonfiguration.

Kväveföreningar

Med tanke på dess stora antal oxidationstillstånd kan kväve bilda ett stort antal föreningar. I det första fallet måste man komma ihåg att när det gäller molekylärt kväve per definition är dess valens 0.

Oxidationstillståndet av -3 är en av de vanligaste för elementet. Exempel på föreningar med detta oxidationstillstånd är ammoniak (NH3), aminer (R3N), ammoniumjon (NH4 +), iminer (C = NR) och nitriler (C≡N).

Oxidationstillståndet -2, kvävet lämnas med 7 elektroner i sitt valensskal. Detta udda antal elektroner i valensskalet förklarar varför föreningar med detta oxidationstillstånd har en överbryggande länk mellan två kväve. Exempel på föreningar med detta oxidationstillstånd är hydraziner (R2 -NNR2) och hydrazoner (C = NNR2).

I oxidationstillståndet -1 lämnas kväve med 6 elektroner i valensskalet. Exempel på kväveföreningar med denna valens är hydroxylamin (R2NH) och azoföreningar (RN = NR).

I de positiva oxidationstillstånden är kväve vanligen bunden till syreatomer som bildar oxider, oxisoler eller oxider. För fallet med +1 oxidationstillståndet har kväve 4 elektroner i sitt valensskal.

Exempel på föreningar med denna valens är dinitrogenoxid eller skrattgas (N2O) och kväveföreningar (R = NO) (Reusch, Oxidation States of Nitrogen, 2015).

I fallet med oxidationstillståndet för +2 är ett exempel kväveoxid eller kväveoxid (NO), en färglös gas framställd genom reaktion av metaller med utspädd salpetersyra. Denna förening är en väldigt instabil fri radikal eftersom den reagerar med O2 i luften för att bilda NO2-gasen.

Nitrit (NO ₂ -) i baslösning och salpetersyra (HNO ₂ ) i sur lösning är exempel på föreningar med oxidationstillstånd +3. Dessa kan vara oxidationsmedel för att normalt producera NO (g) eller reduktionsmedel för att bilda nitratjonen.

Dinitrogentrioxid (N2O3) och nitrogruppen (R-NO2) är andra exempel på kväveföreningar med valens +3.

Kväveoxid (NO ₂ ) eller kvävedioxid är en kväveförening med valens +4. Det är en brun gas som generellt produceras genom reaktionen av koncentrerad salpetersyra med många metaller. Dimeriserar för att bilda N ₂ O ₄ .

I +5-staten finner vi nitrater och salpetersyra som är oxidationsmedel i sura lösningar. I detta fall har kväve 2 elektroner i valensskalet, som ligger i 2S-omloppet. (Oxidationstillstånd av kväve, SF).

Det finns också föreningar som nitrosilazid och dinitrogentrioxid där kväve har flera oxidationstillstånd i molekylen. När det gäller nitrosilazid (N4O) har kvävet valens -1, 0, +1 och +2; och i fallet med dinitrogentrioxid har den valens +2 och +4.

Nomenklatur för kväveföreningar

Med tanke på komplexiteten hos kväveföreningarnas kemi, var den traditionella nomenklaturen inte tillräcklig för att namnge dem, än mindre identifiera dem tillräckligt. Det är därför, bland annat, att den internationella fackföreningen för ren och tillämpad kemi (IUPAC för dess akronym på engelska) skapade en systematisk nomenklatur där föreningar namnges enligt den mängd atomer de innehåller.

Detta är fördelaktigt när det gäller att namnge kväveoxider. Exempelvis kväveoxid skulle benämnas kvävemonoxid och kväveoxid (NO) dinitrogenmonoxid (N2O).

Dessutom, i 1919, utvecklade den tyska kemisten Alfred Stock en metod för att namnge de kemiska föreningarna baserat på oxidationstillståndet, som är skrivet i romerska siffror inbäddade inom parentes. Således kan exempelvis kväveoxid och kväveoxid kallas kväveoxid (II) respektive kväveoxid (I) (IUPAC, 2005).