WikiDer > Официальное обвинение

Formal charge
Официальные обвинения в озон и нитрат анион

В химия, а официальное обвинение (FC) - это плата за атом в молекула, при условии, что электроны в целом химические связи распределяются поровну между атомами, независимо от относительной электроотрицательность.[1] При определении лучших Структура Льюиса (или преобладающий резонансная структура) для молекулы структура выбирается такой, чтобы формальный заряд на каждом из атомов был максимально близок к нулю.

Формальный заряд любого атома в молекуле можно рассчитать по следующему уравнению:

куда V это количество валентные электроны изолированного нейтрального атома (в основном состоянии); N - количество несвязывающих валентных электронов на этом атоме в молекуле; и B это общее количество электронов, связанных с другими атомами в молекуле.

Соглашения об использовании

В соглашении по органической химии формальные сборы - важная черта правильно оформленного Структура Льюиса – Кекуле, а структура, исключающая ненулевые формальные заряды, считается неправильной или, по крайней мере, неполной. Напротив, в неорганической химии это соглашение не соблюдается. Формальные заряды тянутся в непосредственной близости от атома, несущего заряд. Для ясности они могут быть заключены в кружок, а могут и не быть.

С другой стороны, многие специалисты в области металлоорганических соединений и большинство специалистов в области координационной химии будут опускать формальные обвинения, если они не нужны для акцентирования внимания или не нужны для того, чтобы подчеркнуть конкретную мысль.[2] Вместо этого после ковалентно связанной заряженной сущности будет нарисован верхний правый угол ⌝, за которым, в свою очередь, сразу же последует символ общий обвинять.

Три разных изображения зарядов на трихлор (трифенилфосфин) палладии (1-). Первые два следуют «органическому» соглашению, показывая формальные обвинения. Во второй структуре Лиганд L-типа изображается с координатной или «дательной» связью, чтобы избежать дополнительных официальных сборов. Третья структура, с другой стороны, следует «неорганическому» соглашению, и приводится только общий заряд.

Это различие на практике проистекает из относительно простого определения порядка связи, количества 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 упрощенной и идеализированной манере. ), в то время как существуют настоящие неопределенности, двусмысленности и явные разногласия, когда эти попытки отнести к комплексам переходных металлов.

Примеры

  • Пример: CO2 представляет собой нейтральную молекулу с общим числом 16 валентные электроны. Есть разные способы нарисовать структуру Льюиса
    • Одинарная связь углерода с обоими атомами кислорода (углерод = +2, атомы кислорода = -1 каждый, общий формальный заряд = 0)
    • Углерод, связанный одинарной связью с одним кислородом и двойной связью с другим (углерод = +1, кислороддвойной = 0, кислородОдин = −1, общий формальный заряд = 0)
    • Углерод с двойной связью с обоими атомами кислорода (углерод = 0, кислород = 0, общий формальный заряд = 0)

Несмотря на то, что все три структуры дали нам нулевой общий заряд, окончательная структура является лучшей, потому что в молекуле нет зарядов вообще.

Живописный метод

Следующее эквивалентно:

  • Нарисуйте круг вокруг атома, для которого требуется формальный заряд (как с диоксидом углерода, ниже).
Ls1.png
  • Подсчитайте количество электронов в «круге» атома. Поскольку круг разрезает ковалентную связь «пополам», каждая ковалентная связь считается одним электроном вместо двух.
  • Вычтите количество электронов в круге из номера группы элемента (римская цифра из старой системы нумерации групп, НЕ из системы IUPAC 1-18), чтобы определить формальный заряд.
Ls3a.png
  • Формальные заряды, вычисленные для остальных атомов в этой структуре Льюиса диоксида углерода, показаны ниже.
Ls4.png

Важно помнить, что официальные обвинения - это всего лишь: формальный, в том смысле, что эта система является формализмом. Формальная система зарядов - это просто метод отслеживания всех валентных электронов, которые каждый атом несет с собой при образовании молекулы.

Формальный заряд по сравнению со степенью окисления

Формальный сбор - это инструмент для оценки распределения электрический заряд внутри молекулы.[1] Концепция чего-либо состояния окисления представляет собой конкурирующий метод оценки распределения электронов в молекулах. Если формальные заряды и степени окисления атомов в углекислый газ сравниваются, достигаются следующие значения:

Co2comp.png

Причина разницы между этими значениями заключается в том, что формальные заряды и состояния окисления представляют собой принципиально разные способы рассмотрения распределения электронов между атомами в молекуле. При формальном заряде предполагается, что электроны в каждой ковалентной связи точно поровну разделены между двумя атомами в связи (отсюда и деление на два в методе, описанном выше). Формальный обзор заряда СО2 молекула по существу показана ниже:

Co2-1.png

Ковалентный (совместный) аспект связи переоценивается при использовании формальных зарядов, поскольку в действительности вокруг атомов кислорода более высокая электронная плотность из-за их более высокой электроотрицательности по сравнению с атомом углерода. Наиболее эффективно это можно визуализировать в карта электростатического потенциала.

В формализме степени окисления электроны в связях «передаются» атому с большей электроотрицательность. Представление о степени окисления CO2 молекула показана ниже:

Co2-2.png

Окислительные состояния чрезмерно подчеркивают ионную природу связывания; разница в электроотрицательности углерода и кислорода недостаточна для того, чтобы рассматривать связи как ионные по природе.

На самом деле, распределение электронов в молекуле находится где-то между этими двумя крайностями. Неадекватность простого взгляда на структуру молекул Льюиса привела к развитию более универсального и точного теория валентной связи из Slater, Полинг, et al., и в дальнейшем теория молекулярных орбиталей разработан Mulliken и Hund.

Смотрите также

Рекомендации

  1. ^ а б Хардинджер, Стив. «Официальные обвинения» (PDF). Калифорнийский университет в Лос-Анджелесе. Получено 11 марта 2016.
  2. ^ «Глава 48, Металлоорганическая химия». Органическая химия. Клейден, Джонатан. Оксфорд: Издательство Оксфордского университета. 2001. С.1311-1314. ISBN 0198503474. OCLC 43338068.CS1 maint: другие (связь)