В химии формальный заряд ( FC или q* ) с ковалентной точки зрения на химическую связь — это гипотетический заряд, присвоенный атому в молекуле , при условии, что электроны во всех химических связях поровну распределяются между атомами, независимо от относительной электроотрицательности . . [1] [2] Проще говоря, формальный заряд — это разница между количеством валентных электронов атома в нейтральном свободном состоянии и числом, присвоенным этому атому в структуре Льюиса . При определении наилучшей структуры Льюиса (или преобладающей резонансной структуры ) для молекулы структура выбирается такая, чтобы формальный заряд каждого из атомов был как можно ближе к нулю. [2]
Формальный заряд любого атома в молекуле можно рассчитать по следующему уравнению:
где V — число валентных электронов нейтрального атома изолированно (в основном состоянии); L — число несвязывающих валентных электронов, принадлежащих этому атому в льюисовской структуре молекулы; B — общее число электронов , находящихся в связях с другими атомами молекулы. [2] Его также можно найти визуально, как показано ниже.
Несмотря на то, что все три структуры дали нам общий заряд, равный нулю, окончательная структура является лучшей, поскольку в молекуле вообще нет зарядов.
Следующее эквивалентно:
Важно иметь в виду, что формальные обвинения являются именно формальными в том смысле, что данная система является формализмом. Формальная система зарядов — это всего лишь метод отслеживания всех валентных электронов, которые каждый атом приносит с собой при образовании молекулы.
В соответствии с соглашением органической химии формальные заряды являются важной особенностью правильно воспроизведенной структуры Льюиса-Кекуле , а структура, в которой отсутствуют ненулевые формальные заряды, считается неправильной или, по крайней мере, неполной. Формальные заряды располагаются в непосредственной близости от атома, несущего заряд. Для ясности они могут быть заключены в круг, а могут и не быть заключены в него.
Напротив, в неорганической химии это соглашение не соблюдается . Многие работники металлоорганических предприятий и большинство работников координационной химии опускают формальные обвинения, если только они не нужны для акцентирования внимания или для того, чтобы подчеркнуть конкретную точку зрения. [3] Вместо этого верхний правый угол ⌝ будет нарисован после ковалентно связанного заряженного объекта, за которым, в свою очередь, сразу же следует общий заряд .
Это различие на практике проистекает из относительно простого определения порядка связей, количества валентных электронов и, следовательно, формального заряда для соединений, содержащих только элементы основной группы (хотя олигомерные соединения, такие как литийорганические реагенты и еноляты , имеют тенденцию изображаться в чрезмерно упрощенной и идеализированной манере). ), в то время как существуют подлинные неопределенности, двусмысленности и явные разногласия, когда эти определения предпринимаются для комплексов переходных металлов.
Формальный заряд — это инструмент для оценки распределения электрического заряда внутри молекулы. [1] [2] Концепция степеней окисления представляет собой конкурирующий метод оценки распределения электронов в молекулах. Если сравнить формальные заряды и степени окисления атомов углекислого газа , можно получить следующие значения:
Причина разницы между этими значениями заключается в том, что формальные заряды и состояния окисления представляют собой фундаментально разные взгляды на распределение электронов между атомами в молекуле. При наличии формального заряда предполагается, что электроны в каждой ковалентной связи разделены точно поровну между двумя атомами в связи (отсюда и деление на два в методе, описанном выше). Формальный заряд молекулы CO 2 по существу показан ниже:
Ковалентный (совместный) аспект связи переоценивается при использовании формальных зарядов, поскольку в действительности вокруг атомов кислорода существует более высокая электронная плотность из-за их более высокой электроотрицательности по сравнению с атомом углерода. Наиболее эффективно это можно визуализировать на карте электростатического потенциала.
Согласно формализму степени окисления, электроны в связях «присуждаются» атому с большей электроотрицательностью . Вид степени окисления молекулы CO 2 показан ниже:
Состояния окисления переоценивают ионную природу связи; разница в электроотрицательности между углеродом и кислородом недостаточна, чтобы считать связи ионными по природе.
В действительности распределение электронов в молекуле находится где-то между этими двумя крайностями. Неадекватность простого взгляда на структуру Льюиса молекул привела к развитию более общеприменимой и точной теории валентных связей Слейтера , Полинга и др., а затем и теории молекулярных орбиталей, разработанной Малликеном и Хундом .
{{cite book}}: CS1 maint: другие ( ссылка )