Os óxidos de azoto são os compostos inorgânicos contendo essencialmente gasosos a partir de azoto e oxigénio. Sua fórmula do grupo químico é NO x , indicando que os óxidos têm proporções diferentes de oxigênio e nitrogênio.
O nitrogênio encabeça o grupo 15 da tabela periódica, enquanto o grupo oxigênio 16; ambos os elementos são membros do período 2. Essa proximidade é a causa das ligações N-O serem covalentes em óxidos. Assim, as ligações nos óxidos de nitrogênio são covalentes.
Todos esses links podem ser explicados usando a teoria do orbital molecular, que demonstra o paramagnetismo (um elétron ausente no último orbital molecular) de alguns desses compostos. Destes, os compostos mais comuns são óxido nítrico e dióxido de nitrogênio.
A molécula na imagem superior corresponde à estrutura angular da fase gasosa do dióxido de nitrogênio (NO 2 ). Por outro lado, o óxido nítrico (NO) possui uma estrutura linear (considerando a hibridação sp para ambos os átomos).
Os óxidos de nitrogênio são gases produzidos por muitas atividades humanas, desde dirigir um veículo ou fumar cigarros, a processos industriais, como poluir resíduos. No entanto, naturalmente o NO é produzido por reações enzimáticas e ação de raios em tempestades: N 2 (g) + O 2 (g) => 2NO (g)
As altas temperaturas dos raios quebram a barreira de energia que impede que essa reação ocorra em condições normais. Que barreira de energia? Que formado pela N≡N ligação tripla, tornando a molécula N 2 inerte atmosfera de gás.
Números de oxidação de nitrogênio e oxigênio em seus óxidos
A configuração eletrônica para o oxigênio é [He] 2s 2 2p 4 , precisando de apenas dois elétrons para completar o octeto de sua camada de valência; isto é, pode ganhar dois elétrons e ter um número de oxidação igual a -2.
Por outro lado, a configuração eletrônica para o nitrogênio é [He] 2s 2 2p 3 , podendo ganhar até três elétrons para preencher seu octeto de valência; por exemplo, no caso de amonco (NH 3 ) tem um número de oxidação igual a -3. Mas o oxigênio é muito mais eletronegativo que o hidrogênio e “força” o nitrogênio a compartilhar seus elétrons.
Quantos elétrons o nitrogênio pode compartilhar com o oxigênio? Se você compartilhar os elétrons da sua camada de valência, um por um, atingirá o limite de cinco elétrons, correspondendo a um número de oxidação de +5.
Consequentemente, dependendo de quantas ligações for formada com o oxigênio, os números de oxidação do nitrogênio variam de +1 a +5.
Diferentes formulações e nomenclaturas
Os óxidos de nitrogênio, em ordem crescente de números de oxidação de nitrogênio, são:
– N 2 O, óxido nitroso (+1)
– NÃO, óxido nítrico (+2)
– N 2 O 3 , trióxido de dinitrogênio (+3)
– NO 2 , dióxido de azoto (+4)
– N 2 O 5 , pentóxido de dinitrogênio (+5)
Óxido nitroso (N 2 O)
O óxido nitroso (ou popularmente conhecido como gás hilariante) é um gás incolor, com um leve cheiro adocicado e pouco reativo. Pode ser visualizado como uma molécula de N 2 (esferas azuis) que adicionou um átomo de oxigênio em uma de suas extremidades. É preparado por decomposição térmica de sais de nitrato e é usado como anestésico e analgésico.
O nitrogênio neste óxido tem um número de oxidação de +1, o que significa que não está muito oxidado e sua demanda por elétrons não está pressionando; No entanto, você só precisa ganhar dois elétrons (um para cada nitrogênio) para se tornar o nitrogênio molecular estável.
Nas soluções básicas e ácidas, as reações são:
N 2 O (g) + 2H + (aq) + 2e – => N 2 (g) + H 2 O (l)
N 2 O (g) + H 2 O (l) + 2e – => N 2 (g) + 2OH – (aq)
Essas reações, embora termodinamicamente sejam favorecidas pela formação da molécula estável de N 2 , ocorrem lentamente e os reagentes que doam o par de elétrons devem ser agentes redutores muito fortes.
Óxido nítrico (NO)
Este óxido consiste em um gás incolor, reativo e paramagnético. Como o óxido nitroso, possui uma estrutura molecular linear, mas com a grande diferença de que a ligação N = O também possui um caráter de ligação tripla.
O NO oxida rapidamente no ar para produzir NO 2 e, portanto, gera orbitais moleculares mais estáveis com um átomo de nitrogênio mais oxidado (+4).
2NO (g) + O 2 (g) => 2NO 2 (g)
Estudos bioquímicos e fisiológicos estão por trás do papel benigno que esse óxido tem nos organismos vivos.
Ele não pode formar ligações NN com outra molécula de NO devido à deslocalização do elétron ausente no orbital molecular, que é direcionado mais para o átomo de oxigênio (devido à sua alta eletronegatividade). O oposto ocorre com o NO 2 , que pode formar dímeros gasosos.
Trióxido de nitrogênio (N 2 O 3 )
Linhas pontilhadas da estrutura indicam ressonância de ligação dupla. Como todos os átomos de ter hibridado sp 2 , a molécula é plana e interacções moleculares são eficazes o suficiente para azoto trióxido existe azul como sólido abaixo -101 ° C. Em temperaturas mais altas, derrete e se dissocia em NO e NO 2 .
Por que se dissocia? Como os números de oxidação +2 e +4 são mais estáveis que +3, este último está presente no óxido para cada um dos dois átomos de nitrogênio. Isso, novamente, pode ser explicado pela estabilidade dos orbitais moleculares resultantes da desproporção.
Na imagem, o lado esquerdo de N 2 O 3 corresponde a NO, enquanto o lado direito a NO 2 . Logicamente, é produzido pela coalescência dos óxidos anteriores a temperaturas muito baixas (-20 ° C). N 2 O 3 é anidrido do ácido nitroso (HNO 2 ).
Dióxido de nitrogênio e tetróxido (NO 2 , N 2 O 4 )
O NO 2 é um gás marrom ou marrom, reativo e paramagnético. Como possui um elétron ausente, ele se dimeriza (liga) com outra molécula gasosa de NO 2 para formar tetróxido de nitrogênio, um gás incolor, estabelecendo um equilíbrio entre as duas espécies químicas:
2NO 2 (g) <=> N 2 O 4 (g)
É um agente oxidante venenoso e versátil, capaz de desproporcional em suas reações redox em íons (oxoanions) NO 2 – e NO 3 – (gerando chuva ácida) ou em NO.
Da mesma forma, o NO 2 está envolvido em reações atmosféricas complexas, causando variações nas concentrações de ozônio (O 3 ) nos níveis do solo e na estratosfera.
Pentóxido de dinitrogênio (N 2 O 5 )
Quando hidratado, gera HNO 3 e, em concentrações mais altas do ácido, o oxigênio é protonado principalmente com uma carga parcial positiva – O + – H, acelerando as reações redox.
Referências
- askIITians. ((2006-2018)). askIITians . Recuperado em 29 de março de 2018, de askIITians: askiitians.com
- Encyclopaedia Britannica, Inc. (2018). Encyclopaedia Britannica . Retirado em 29 de março de 2018, da Encyclopaedia Britannica: britannica.com
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- Professora Patricia Shapley. (2010). Óxidos de nitrogênio na atmosfera. Universidade de Illinois Recuperado em 29 de março de 2018, de: butane.chem.uiuc.edu
- Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgânica In Elements of group 15. (quarta edição., P. 361-366). Mc graw hill