- Numéros d'oxydation pour l'azote et l'oxygène dans leurs oxydes
- Différentes formulations et nomenclatures
- Protoxyde d'azote (N 2 O)
- Dioxyde d'azote et tétroxyde (NO
- Pentoxyde de diazote (N
- Références
Les oxydes d'azote sont des composés inorganiques essentiellement gazeux contenant de l'azote et de l'oxygène. Sa formule chimique de groupe est NO x, indiquant que les oxydes ont des rapports différents d'oxygène et d'azote.
Les têtes d'azote du groupe 15 sur le tableau périodique, tandis que les têtes d'oxygène du groupe 16; les deux éléments sont des membres de la période 2. Cette proximité est la cause que dans les oxydes les liaisons N-O sont covalentes. Ainsi, les liaisons dans les oxydes d'azote sont covalentes.
Toutes ces liaisons peuvent être expliquées à l'aide de la théorie des orbitales moléculaires, qui révèle le paramagnétisme (un électron non apparié dans la dernière orbitale moléculaire) de certains de ces composés. Parmi ceux-ci, les composés les plus courants sont l'oxyde nitrique et le dioxyde d'azote.
La molécule dans l'image du haut correspond à la structure angulaire en phase gazeuse du dioxyde d'azote (NO 2). En revanche, l'oxyde nitrique (NO) a une structure linéaire (compte tenu de l'hybridation sp pour les deux atomes).
Les oxydes d'azote sont des gaz produits par de nombreuses activités humaines, de la conduite d'un véhicule ou de la cigarette à des processus industriels tels que les déchets polluants. Cependant, naturellement, le NO est produit par des réactions enzymatiques et l'action de la foudre dans les orages électriques: N 2 (g) + O 2 (g) => 2NO (g)
Les températures élevées des rayons brisent la barrière d'énergie qui empêche cette réaction de se produire dans des conditions normales. Quelle barrière énergétique? Celle formée par la triple liaison N≡N, faisant de la molécule de N 2 un gaz inerte dans l'atmosphère.
Numéros d'oxydation pour l'azote et l'oxygène dans leurs oxydes
La configuration électronique de l'oxygène est 2s 2 2p 4, n'ayant besoin que de deux électrons pour compléter l'octet de sa couche de valence; c'est-à-dire qu'il peut gagner deux électrons et avoir un nombre d'oxydation égal à -2.
D'autre part, la configuration électronique de l'azote est 2s 2 2p 3, pouvant gagner jusqu'à trois électrons pour remplir son octet de valence; par exemple, dans le cas de l'ammoniac (NH 3), il a un indice d'oxydation égal à -3. Mais l'oxygène est beaucoup plus électronégatif que l'hydrogène et «force» l'azote à partager ses électrons.
Combien d'électrons l'azote peut-il partager avec l'oxygène? Si vous partagez les électrons de votre couche de valence un par un, vous atteindrez la limite de cinq électrons, correspondant à un nombre d'oxydation de +5.
Par conséquent, en fonction du nombre de liaisons qu'il forme avec l'oxygène, les nombres d'oxydation de l'azote varient de +1 à +5.
Différentes formulations et nomenclatures
Les oxydes d'azote, par ordre croissant des nombres d'oxydation de l'azote, sont:
- N 2 O, protoxyde d'azote (+1)
- NON, oxyde nitrique (+2)
- N 2 O 3, trioxyde de diazote (+3)
- NO 2, dioxyde d'azote (+4)
- N 2 O 5, pentoxyde de diazote (+5)
Protoxyde d'azote (N 2 O)
Les lignes pointillées dans la structure indiquent la résonance de la double liaison. Comme tous les atomes, ils ont une hybridation sp 2, la molécule est plate et les interactions moléculaires sont suffisamment efficaces pour que le trioxyde d'azote existe sous la forme d'un solide bleu en dessous de -101 ° C. À des températures plus élevées, il fond et se dissocie en NO et NO 2.
Pourquoi est-il dissocié? Parce que les nombres d'oxydation +2 et +4 sont plus stables que +3, ce dernier est présent dans l'oxyde pour chacun des deux atomes d'azote. Ceci, encore une fois, peut être expliqué par la stabilité des orbitales moléculaires résultant de la disproportion.
Dans l'image, le côté gauche de N 2 O 3 correspond à NO, tandis que le côté droit à NO 2. Logiquement, il est produit par la coalescence des oxydes précédents à des températures très froides (-20 ° C). N 2 O 3 est l'anhydride d'acide nitreux (HNO 2).
Dioxyde d'azote et tétroxyde (NO
Le NO 2 est un gaz réactif, paramagnétique, brun ou brun. Comme il a un électron non apparié, il se dimérise (se lie) avec une autre molécule gazeuse de NO 2 pour former du tétroxyde d'azote, un gaz incolore, établissant un équilibre entre les deux espèces chimiques:
2NO 2 (g) <=> N 2 O 4 (g)
C'est un oxydant toxique et polyvalent, capable de disproportionner dans ses réactions redox dans les ions (oxoanions) NO 2 - et NO 3 - (générant des pluies acides), ou dans NO.
De même, le NO 2 est impliqué dans des réactions atmosphériques complexes provoquant des variations des concentrations d'ozone (O 3) aux niveaux terrestres et dans la stratosphère.
Pentoxyde de diazote (N
Lorsqu'il est hydraté, il génère HNO 3, et à des concentrations plus élevées de l'acide, l'oxygène est principalement protoné avec une charge partielle positive -O + -H, accélérant les réactions redox
Références
- askIITians. ((2006-2018)). askIITians. Récupéré le 29 mars 2018 de askIITians: askiitians.com
- Encyclopédie Britannica, Inc. (2018). Encyclopaedia Britannica. Extrait le 29 mars 2018 de l'Encyclopaedia Britannica: britannica.com
- Tox Town. (2017). Tox Town. Extrait le 29 mars 2018 de Tox Town: toxtown.nlm.nih.gov
- Professeur Patricia Shapley. (2010). Oxydes d'azote dans l'atmosphère. Université de l'Illinois. Extrait le 29 mars 2018 de: butane.chem.uiuc.edu
- Shiver et Atkins. (2008). Chimie inorganique. Dans Les éléments du groupe 15. (quatrième éd., P. 361-366). Mc Graw Hill