В химии формальный заряд ( FC или q* ) в ковалентном представлении о химической связи — это гипотетический заряд, приписываемый атому в молекуле , при условии, что электроны во всех химических связях распределены поровну между атомами, независимо от относительной электроотрицательности . [1] [2] Проще говоря, формальный заряд — это разница между числом валентных электронов атома в нейтральном свободном состоянии и числом, приписанным этому атому в структуре Льюиса . При определении наилучшей структуры Льюиса (или преобладающей резонансной структуры ) для молекулы структура выбирается таким образом, чтобы формальный заряд на каждом 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 в изоляции (в его основном состоянии); L — число несвязывающих валентных электронов, приписанных этому атому в структуре Льюиса молекулы; а B — общее число электронов, совместно используемых в связях с другими атомами в молекуле. [2] Его также можно найти визуально, как показано ниже.
Формальный заряд и степень окисления присваивают номер каждому отдельному атому в соединении; они сравниваются и сопоставляются в разделе ниже.
Несмотря на то, что все три структуры дали нам общий заряд, равный нулю, конечная структура является лучшей, поскольку в молекуле вообще нет зарядов.
Следующее эквивалентно:
Важно помнить, что формальные заряды — это всего лишь формальные заряды , в том смысле, что эта система — формализм. Формальная система зарядов — это всего лишь метод отслеживания всех валентных электронов, которые каждый атом приносит с собой при формировании молекулы.
В органической химии формальные заряды являются неотъемлемой чертой правильно представленной структуры Льюиса-Кекюле , а структура, в которой отсутствуют ненулевые формальные заряды, считается неправильной или, по крайней мере, неполной. Формальные заряды рисуются в непосредственной близости от атома, несущего заряд. Для ясности они могут быть заключены в круг, а могут и не быть.
Напротив, эта конвенция не соблюдается в неорганической химии . Многие специалисты по металлоорганической и большинство специалистов по координационной химии будут опускать формальные заряды, если только они не нужны для акцента или для выражения особого момента. [3] Вместо этого в правом верхнем углу будет нарисован ⌝ после ковалентно связанной заряженной сущности, за которым, в свою очередь, сразу же будет следовать общий заряд.
Верхний правый угол ⌝ иногда заменяется квадратными скобками, заключающими в себя все заряженные частицы, при этом общий заряд снова записывается в правом верхнем углу, сразу за скобками.
Это различие на практике возникает из-за относительно простого назначения порядка связи, числа валентных электронов и, следовательно, формального заряда для соединений, содержащих только элементы основной группы (хотя олигомерные соединения, такие как литийорганические реагенты и еноляты, как правило, изображаются в чрезмерно упрощенном и идеализированном виде), но переходные металлы имеют неясное число валентных электронов, поэтому не существует однозначного способа назначения формальных зарядов.
Формальный заряд является инструментом 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 в диоксиде углерода , то будут получены следующие значения:
Причина разницы между этими значениями заключается в том, что формальные заряды и степени окисления представляют собой принципиально разные способы рассмотрения распределения электронов среди атомов в молекуле. При формальном заряде электроны в каждой ковалентной связи предполагаются разделенными точно поровну между двумя атомами в связи (отсюда и деление на два в описанном выше методе). Формальный вид заряда молекулы CO 2 по существу показан ниже:
Ковалентный (разделяющий) аспект связи переоценивается при использовании формальных зарядов, поскольку в действительности вокруг атомов кислорода имеется более высокая электронная плотность из-за их более высокой электроотрицательности по сравнению с атомом углерода. Наиболее эффективно это можно визуализировать на карте электростатического потенциала.
С формализмом степени окисления электроны в связях «присуждаются» атому с большей электроотрицательностью . Вид степени окисления молекулы CO 2 показан ниже:
Степени окисления преувеличивают ионную природу связи; разница в электроотрицательности между углеродом и кислородом недостаточна, чтобы считать связи ионными по своей природе.
В действительности распределение электронов в молекуле находится где-то между этими двумя крайностями. Неадекватность простого взгляда Льюиса на структуру молекул привела к разработке 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 )