النيتروجين Valencias: التكوين الإلكتروني والمركبات
تتراوح قيم النيتروجين من -3 ، كما في الأمونيا والأمينات ، إلى +5 كما في حمض النتريك (Tyagi ، 2009). هذا العنصر لا يقوم بتوسيع الكتل مثل الآخرين.
ذرة النيتروجين هي عنصر كيميائي مع الرقم الذري 7 والعنصر الأول من المجموعة 15 (سابقا VA) من الجدول الدوري. تتكون المجموعة من النيتروجين (N) ، الفوسفور (P) ، الزرنيخ (As) ، الأنتيمون (Sb) ، البزموت (Bi) و moscovium (Mc).
تشترك العناصر في بعض أوجه التشابه العامة في السلوك الكيميائي ، على الرغم من اختلافها كيميائيًا بوضوح عن بعضها البعض. تعكس أوجه التشابه هذه الخصائص الشائعة للهياكل الإلكترونية لذراتها (Sanderson، 2016).
يوجد النيتروجين في جميع البروتينات تقريبًا ويلعب دورًا مهمًا في كل من التطبيقات الكيميائية الحيوية والتطبيقات الصناعية. يشكل النيتروجين روابط قوية بسبب قدرته على تكوين رابطة ثلاثية مع ذرة نيتروجين أخرى وعناصر أخرى.
لذلك ، هناك كمية كبيرة من الطاقة في مركبات النيتروجين. قبل 100 عام ، لم يكن يعرف سوى القليل عن النيتروجين. الآن ، يستخدم النيتروجين بشكل شائع لحفظ الطعام ، وكسماد (Wandell ، 2016).
التكوين الإلكتروني والتكافؤ
في الذرة ، تملأ الإلكترونات المستويات المختلفة حسب طاقاتها. تملأ الإلكترونات الأولى مستويات الطاقة المنخفضة ثم تنتقل إلى مستوى طاقة أعلى.
يُعرف أكثر مستويات الطاقة الخارجية في الذرة باسم قذيفة التكافؤ وتعرف الإلكترونات الموضوعة في هذه القذيفة باسم إلكترونات التكافؤ.
توجد هذه الإلكترونات بشكل أساسي في تكوين الروابط وفي التفاعل الكيميائي مع ذرات أخرى. لذلك ، فإن إلكترونات التكافؤ هي المسؤولة عن الخواص الكيميائية والفيزيائية المختلفة للعنصر (إلكترونات التكافؤ ، SF).
النيتروجين ، كما ذكر من قبل ، لديه عدد ذري من Z = 7. هذا يعني أن إلكتروناتهم تملأ مستويات الطاقة ، أو التكوين الإلكتروني ، هي 1S2 2S2 2P3.
يجب أن نتذكر أنه في الطبيعة ، تسعى الذرات دائمًا إلى الحصول على التكوين الإلكتروني للغازات النبيلة إما عن طريق الفوز أو فقدان أو مشاركة الإلكترونات.
في حالة النيتروجين ، فإن الغاز النبيل الذي يسعى إلى تكوينه الإلكتروني هو نيون ، وعدده الذري هو Z = 10 (1S2 2S2 2P6) والهيليوم ، الذي يكون عددهما الذري Z = 2 (1S2) (Reusch ، 2013) .
الطرق المختلفة التي يجب أن يجمعها النيتروجين ستمنحه التكافؤ (أو حالة الأكسدة). في حالة النيتروجين المحددة ، في الفترة الثانية من الجدول الدوري ، لا تستطيع توسيع طبقة التكافؤ الخاصة بها كما تفعل العناصر الأخرى في مجموعتك.
من المتوقع أن يحتوي على قيم 3 و 3 و + 5. ومع ذلك ، فإن النيتروجين له حالات تكافؤ تتراوح من -3 ، كما هو الحال في الأمونيا والأمينات ، إلى +5 ، كما في حمض النتريك. (Tyagi ، 2009).
تساعد نظرية رابطة التكافؤ في تفسير تكوين المركبات ، وفقًا للتكوين الإلكتروني للنيتروجين لحالة أكسدة معينة. لهذا يجب أن نأخذ في الاعتبار عدد الإلكترونات في طبقة التكافؤ والمقدار اللازم للحصول على تكوين الغاز النبيل.
مركبات النيتروجين
نظرًا لوجود عدد كبير من حالات الأكسدة ، يمكن للنيتروجين تكوين عدد كبير من المركبات. في الحالة الأولى ، يجب أن نتذكر أنه في حالة النيتروجين الجزيئي ، بحكم تعريفه ، التكافؤ هو 0.
حالة الأكسدة -3 هي واحدة من الأكثر شيوعا للعنصر. أمثلة على المركبات التي لها حالة الأكسدة هذه هي الأمونيا (NH3) ، الأمينات (R3N) ، أيون الأمونيوم (NH4 +) ، الإيمينات (C = NR) والنيتريل (C≡N).
حالة الأكسدة -2 ، يتم ترك النيتروجين مع 7 إلكترونات في قشرة التكافؤ. يفسر هذا العدد الفردي من الإلكترونات الموجودة في قشرة التكافؤ سبب ارتباط المركبات التي لها حالة التأكسد هذه بين نتروجين اثنين. أمثلة على المركبات مع حالة الأكسدة هذه هي hydrazines (R 2- NNR 2 ) و hydrazones (C = NNR 2 ).
في حالة الأكسدة -1 ، يتم ترك النيتروجين مع 6 إلكترونات في قشرة التكافؤ. مثال على مركبات النيتروجين مع هذا التكافؤ هي هيدروكسيل أمين (R 2 NOH) ومركبات الآزو (RN = NR).
في حالات الأكسدة الإيجابية ، عادةً ما يرتبط النيتروجين بذرات الأكسجين التي تشكل أكاسيد أو أوكسيسول أو أوكسيدات. في حالة حالة الأكسدة +1 ، يحتوي النيتروجين على 4 إلكترونات في غلاف التكافؤ.
أمثلة على المركبات التي تحتوي على هذا التكافؤ هي أكسيد النيتروجين أو غاز الضحك (N 2 O) والمركبات النيتروزية (R = NO) (Reusch ، ولادة أكسدة النيتروجين ، 2015).
في حالة حالة الأكسدة في +2 ، أحد الأمثلة هو أكسيد النيتروجين أو أكسيد النيتريك (NO) ، وهو غاز عديم اللون ينتج عن تفاعل المعادن مع حمض النتريك المخفف. هذا المركب عبارة عن جذر حر غير مستقر للغاية لأنه يتفاعل مع O 2 في الهواء لتكوين غاز NO2.
النتريت (NO 2 -) في المحلول الأساسي وحمض النيتروز (HNO 2 ) في محلول الحمض مثالان على المركبات ذات حالة الأكسدة +3. قد تكون هذه عوامل مؤكسدة لإنتاج NO (g) أو عوامل اختزال لتكوين أيون النترات.
يعتبر ثالث أكسيد النيتروجين (N 2 O 3 ) ومجموعة النيترو (R-NO 2 ) أمثلة أخرى على مركبات النيتروجين ذات التكافؤ +3.
ثاني أكسيد النيتريك (NO 2 ) أو ثاني أكسيد النيتروجين هو مركب النيتروجين مع التكافؤ +4. إنه غاز بني ينتج بشكل عام عن تفاعل حمض النيتريك المركز مع العديد من المعادن. يتخفف ليشكل N 2 O 4 .
في حالة +5 نجد نترات وحمض النيتريك التي تعمل كعوامل مؤكسدة في المحاليل الحمضية. في هذه الحالة ، يكون للنيتروجين إلكترونان في غلاف التكافؤ ، وهما في المدار 2S. (حالات أكسدة النيتروجين ، SF).
هناك أيضًا مركبات مثل nitrosilazide وثاني أكسيد النيتروجين حيث يوجد للنيتروجين عدة حالات أكسدة في الجزيء. في حالة nitrosilazide (N 4 O) يحتوي النيتروجين على التكافؤ -1 و 0 و + 1 و +2 ؛ وفي حالة ثالث أكسيد النيتروجين ، فإنه يحتوي على التكافؤ +2 و +4.
تسميات مركبات النيتروجين
بالنظر إلى تعقيد كيمياء مركبات النيتروجين ، فإن التسمية التقليدية لم تكن كافية لتسمية هذه المركبات ، ناهيك عن تحديدها بشكل مناسب. لهذا السبب ، من بين أسباب أخرى ، أن الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC لمختصراته باللغة الإنجليزية) قد أنشأ تسمية منهجية حيث يتم تسمية المركبات وفقًا لكمية الذرات التي تحتوي عليها.
هذا مفيد عندما يتعلق الأمر بتسمية أكاسيد النيتروجين. على سبيل المثال ، يطلق على أكسيد النيتريك أول أكسيد النيتروجين وأكسيد النيتروز (NO) أول أكسيد النيتروجين (N 2 O).
بالإضافة إلى ذلك ، في عام 1919 ، طور الكيميائي الألماني Alfred Stock طريقة لتسمية المركبات الكيميائية بناءً على حالة الأكسدة ، والتي تتم كتابتها بالأرقام الرومانية المرفقة بين قوسين. وهكذا ، على سبيل المثال ، يطلق على أكسيد النيتريك وأكسيد النيتروز أكسيد النيتروجين (II) وأكسيد النيتروجين (I) على التوالي (IUPAC ، 2005).
