FORMALNO POLNJENJE: FORMULA, KAKO GA IZRAČUNATI IN PRIMERI - KEMIJA - 2026

Formalno naboj (CF) je tista, ki je dodeljena atoma molekule ali ion, ki omogoča, da razloži svoje strukture in kemijske lastnosti, ki se nanašajo na njej. Ta koncept pomeni upoštevanje največjega značaja kovalencije v vezi AB; to pomeni, da se par elektronov enakovredno deli med A in B.

Da bi razumeli zgoraj, spodnja slika prikazuje dva povezana atoma: eden je označen s črko A, drugi pa s črko B. Kot je razvidno, se pri prestrezanju krogov tvori vez s parom ":". V primeru heteronuklearne molekule, če imata A in B enake elektronegativnosti, par ":" ostane enako oddaljen od A in B.

Ker pa dva različna atoma ne moreta imeti enakih lastnosti, par ":" privlači tistega, ki je bolj elektronegativen. V tem primeru je, če je A bolj elektronegativen od B, je par ":" bližje A kot B. Nasprotno pa se zgodi, ko je B bolj elektronegativen od A, zdaj se približuje ":" B.

Torej, če želite formalni stroški dodeliti A in B, je treba pretehtati prvi primer (tisti na vrhu slike). Če bi se čisto kovalentna vez AB pretrgala, bi prišlo do homolitičnega zloma, ki bi ustvaril prosta radikala A · in · B.

Kvalitativne prednosti uporabe formalnega tovora

Elektroni niso fiksni, kot v prejšnjem primeru, ampak potujejo in se izgubijo skozi atome molekule ali iona. Če gre za diatomsko molekulo, je znano, da mora biti par ":" razdeljen ali se sprehaja med obema atomoma; isto se zgodi v molekuli tipa ABC, vendar z večjo zapletenostjo.

Toda, ko preučujemo atom in predpostavljamo stoodstotno kovalenco v svojih vezjih, je lažje ugotoviti, ali znotraj spojine pridobi ali izgubi elektrone. Za določitev tega dobička ali izgube je treba bazalno ali svobodno stanje primerjati z vašim elektronskim okoljem.

Na ta način je mogoče dodeliti pozitiven naboj (+), če atom izgubi elektron, ali negativni naboj (-), ko nasprotno, pridobi elektron (znaki morajo biti zapisani znotraj kroga).

Čeprav teh elektronov ni mogoče natančno postaviti, se ti formalni (+) in (-) naboji v strukturi večinoma ujemajo s pričakovanimi kemijskimi lastnostmi.

To pomeni, da je formalni naboj atoma tesno povezan z molekularno geometrijo njegovega okolja in njegovo reaktivnostjo znotraj spojine.

Formula in kako jo izračunati

Ali so uradni stroški dodeljeni samovoljno? Odgovor je ne. Za to je treba izračun ali izgubo elektronov izračunati ob predpostavki čisto kovalentnih vezi, kar dosežemo z naslednjo formulo:

CF = (skupinsko število atoma) - (število vezi, ki jih tvori) - (število neslanih elektronov)

Če ima atom CF z vrednostjo +1, mu je dodeljen pozitiven naboj (+); ker če imate CF z vrednostjo -1, mu pripišete negativni naboj (-).

Za pravilno izračunavanje CF morate upoštevati naslednje korake:

- Poiščite, v kateri skupini je atom v periodični tabeli.

- Preštejte število obveznic, ki jih oblikuje pri svojih sosedih: dvojne obveznice (=) so vredne dve, trojne obveznice pa tri (≡).

- Na koncu preštejte število neslanih elektronov, ki jih lahko opazimo z Lewisovimi strukturami.

Razlike v izračunu glede na strukturo

Glede na linearno molekulo ABCD se lahko formalni naboji za vsak atom razlikujejo, če je na primer struktura zapisana kot: BCAD, CABD, ACDB itd. To je zato, ker obstajajo atomi, ki z deljenjem več elektronov (tvorijo več vezi) pridobijo pozitivne ali negativne CF.

Katera od treh možnih molekulskih struktur ustreza spojini ABCD? Odgovor je: tisti, ki ima na splošno najnižje vrednosti CF; podobno tudi tistemu, ki najbolj elektronegativnim atomom dodeli negativne naboje (-).

Če sta C in D bolj elektronegativna od A in B, potem z deljenjem več elektronov posledično pridobijo pozitivne formalne naboje (razvidno iz mnemografskega pravila).

Tako je najbolj stabilna struktura in najbolj naklonjena energiji CABD, saj pri tem tako C kot B tvorita samo eno vez. Po drugi strani so strukture ABCD in tiste, ki imajo C ali B, ki tvorita dve vezi (–C– ali –D–), bolj nestabilne.

Katera od vseh struktur je najbolj nestabilna? ACDB, ker ne samo C in D tvorita dve vezi, ampak tudi njuni formalni negativni naboji (-), ki mejijo drug drugega, še bolj destabilizira strukturo.

Primeri formalnih izračunov obremenitve

BF

Atom bora obdajajo štirje atomi fluora. Ker skupina B spada v skupino IIIA (13), ki ji primanjkuje neporabljenih elektronov in tvori štiri kovalentne vezi, je njen CF (3-4-0 = -1). Po drugi strani je za F element skupine VIIA (17) njegov CF (7-6-1 = 0).

Za določitev naboja iona ali molekule je dovolj, da dodamo posamezen CF atomov, ki ga sestavljajo: (1 (-1) + 4 (0) = -1).

Vendar CF za B nima pravega pomena; to pomeni, da na njem ne prebiva najvišja gostota elektronov. V resnici je ta gostota elektronov razporejena proti štirim atomom F, elementu, ki je veliko bolj elektronegativen kot B.

BeH

Atom berilija spada v skupino IIA (2), tvori dve vezi in spet nima neslanih elektronov. Tako sta CF za Be in H:

CF _Be = 2-2-0 = 0

CF _H = 1-1-0 = 0

Naložite BeH ₂ = 1 (0) + 2 (0) = 0

CO (ogljikov monoksid)

Njegova struktura Lewisa je lahko predstavljena kot: C≡O: (čeprav ima druge resonančne strukture). Ponavljajoč izračun CF, tokrat za C (skupine IVA) in O (skupine VIA), imamo:

CF _C = 4-3-2 = -1

CF ₀ = 6-3-2 = +1

To je primer, ko formalne pristojbine niso v skladu z naravo elementov. O je bolj elektronegativen od C in zato ne bi smel nositi pozitivnosti.

Druge strukture (C = O in ⁽⁺⁾ CO ^(-) ), čeprav ustrezajo skladni dodelitvi nabojev, niso v skladu z oktetnim pravilom (C ima manj kot osem valenčnih elektronov).

NH

več elektrona N si deli, bolj pozitiven je njegov CF (tudi amonijev ion, saj nima na voljo energije za tvorbo petih vezi).

Enako uporabimo izračune za N v amonijevem ionu, amonijaku in amidnem ionu:

CF = 5-4-0 = +1 (NH ₄ ⁺ )

CF = 5-3-2 = 0 (NH ₃ )

In končno:

CF = 5-2-4 = -1 (NH ₂ ^- )

To pomeni, da ima NH ₂ ^- N štiri nesklenjene elektrone in si jih deli, ko tvori NH ₄ ⁺ . CF za H je enak 0, zato se vaš izračun shrani.

Reference

1. James. (2018). Ključna spretnost: Kako izračunati formalno pristojbino. Pridobljeno 23. maja 2018, z: masterorganicchemistry.com
2. Dr. Ian Hunt. Oddelek za kemijo, Univerza v Calgaryju. Uradni stroški. Pridobljeno 23. maja 2018, iz: chem.ucalgary.ca
3. Uradni stroški. . Pridobljeno 23. maja 2018, iz: chem.ucla.edu
4. Jeff D. Cronk. Uradno polnjenje. Pridobljeno 23. maja 2018, iz: guweb2.gonzaga.edu
5. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kemija. (8. izd.). CENGAGE Učenje, str 268-270.
6. Shiver & Atkins. (2008). Anorganska kemija. (Četrta izdaja., Str. 38). Mc Graw Hill.
7. Monica Gonzalez. (10. avgust 2010). Uradno polnjenje. Pridobljeno 23. maja 2018 z: quimica.laguia2000.com