De Formell avgift (CF) är en som tilldelas en atom i en molekyl eller jon, vilket gör det möjligt att förklara dess strukturer och kemiska egenskaper baserat på den. Detta koncept innebär övervägande av den maximala karaktären av kovalens i bindningen A-B; elektronparet delas lika mellan A och B..
För att förstå ovanstående visar den nedre bilden två länkade atomer: en betecknad med bokstaven A och den andra med bokstaven B. Som det framgår bildas i bindningen av cirklarna en bindning med paret ":". I denna heteronukleära molekyl, om A och B har lika elektronegativiteter, förblir paret ":" lika långt från både A och B.
Men eftersom två olika atomer inte kan ha identiska egenskaper, lockas paret ":" till den som är mer elektronegativ. I det här fallet, om A är mer elektronegativ än B, är paret ":" närmare A än B. Det motsatta inträffar när B är mer elektronegativ än A, närmar sig nu ":" till B.
Så för att tilldela de formella avgifterna till både A och B är det nödvändigt att överväga det första fallet (det ovanför bilden). Om den rent kovalenta bindningen A-B bröts skulle en homolytisk bristning uppstå, vilket alstrar de fria radikalerna A och B.
Artikelindex
Elektronerna är inte fixerade, som i föregående exempel, utan rör sig och går förlorade genom atomerna i molekylen eller jonen. Om det är en diatomisk molekyl är det känt att paret ":" måste delas eller vandra mellan båda atomerna; detsamma händer i en molekyl av typen A-B-C, men med större komplexitet.
Men när man studerar en atom och antar en kovalens på hundra procent i dess bindningar är det lättare att fastställa om den vinner eller förlorar elektroner i föreningen. För att bestämma denna vinst eller förlust måste din baslinje eller ditt fria tillstånd jämföras med din elektroniska miljö..
På detta sätt är det möjligt att tilldela en positiv laddning (+) om atomen förlorar en elektron, eller en negativ laddning (-) när den tvärtom får en elektron (tecknen måste skrivas inuti en cirkel).
Så även om elektronerna inte kan lokaliseras exakt, överensstämmer dessa formella laddningar (+) och (-) på strukturerna i de flesta fall med de förväntade kemiska egenskaperna..
Det vill säga den formella laddningen för en atom är nära relaterad till molekylens geometri i dess omgivning och dess reaktivitet i föreningen..
Tilldelas formella avgifter godtyckligt? Svaret är nej. För detta måste förstärkningen eller förlusten av elektroner beräknas med utgångspunkt från rent kovalenta bindningar, och detta uppnås genom följande formel:
CF = (atomens gruppnummer) - (antal bindningar den bildar) - (antal odelade elektroner)
Om atomen har en CF med värdet +1 tilldelas den en positiv laddning (+); medan du har en CF med värdet -1, tilldelas den en negativ laddning (-).
För att korrekt beräkna CF måste följande steg följas:
- Leta reda på i vilken grupp atomen finns i det periodiska systemet.
- Räkna antalet obligationer det bildar med sina grannar: dubbelbindningar (=) är värda två och trippelbindningar är värda tre (≡).
- Slutligen räkna antalet icke delade elektroner, som lätt kan observeras med Lewis-strukturer.
Med tanke på den linjära molekylen A-B-C-D kan de formella laddningarna för varje atom variera om strukturen till exempel nu är skriven som: B-C-A-D, C-A-B-D, A-C-D-B, etc. Detta beror på att det finns atomer som, genom att dela fler elektroner (bildar fler bindningar), får positiv eller negativ CF.
Så vilken av de tre möjliga molekylära strukturerna motsvarar förening ABCD? Svaret är: det som i allmänhet har de lägsta CF-värdena; likaså den som tilldelar negativa laddningar (-) till de mest elektronegativa atomerna.
Om C och D är mer elektronegativa än A och B, då genom att dela fler elektroner får de följaktligen formella positiva laddningar (sett från en mnemonisk regel).
Således är den mest stabila strukturen och den mest energiskt gynnade C-A-B-D, eftersom både C och B endast bildar en bindning i detta. Å andra sidan är strukturen A-B-C-D och de som har C eller B som bildar två bindningar (-C- eller -D-), mer instabila.
Vilken av alla strukturer är den mest instabila? A-C-D-B, eftersom inte bara C och D bildar två bindningar utan också deras formella negativa laddningar (-) ligger intill varandra, vilket ytterligare destabiliserar strukturen.
Boratomen är omgiven av fyra fluoratomer. Eftersom B tillhör grupp IIIA (13) saknar den odelade elektroner och bildar fyra kovalenta bindningar, dess CF är (3-4-0 = -1). Å andra sidan, för F, ett element i grupp VIIA (17), är dess CF (7-6-1 = 0).
För att bestämma laddningen av jonen eller molekylen räcker det att lägga till den enskilda CF för atomerna som komponerar den: (1 (-1) + 4 (0) = -1).
CF för B har dock ingen verklig betydelse; det vill säga den högsta elektrontätheten finns inte på den. I själva verket fördelas denna elektrontäthet mot de fyra atomerna i F, ett element som är mycket mer elektronegativt än B..
Berylliumatomen tillhör gruppen IIA (2), bildar två bindningar och saknar åter odelade elektroner. Således är CF: erna för Be och H:
CFVara= 2-2-0 = 0
CFH= 1-1-0 = 0
BeH belastningtvå= 1 (0) + 2 (0) = 0
Dess Lewis-struktur kan representeras som: C20: (även om den har andra resonansstrukturer). Upprepar CF-beräkningen, den här gången för C (av grupp IVA) och O (av grupp VIA), har vi:
CFC= 4-3-2 = -1
CFELLER= 6-3-2 = +1
Detta är ett exempel där formella avgifter inte överensstämmer med elementens natur. O är mer elektronegativ än C och bör därför inte bära positivt.
De andra strukturerna (C = O och (+)CO(-)), även om de följer den sammanhängande tilldelningen av laddningar, följer de inte oktettregeln (C har mindre än åtta valenselektroner).
ju fler elektroner N delar, desto mer positivt är dess CF (även ammoniumjonen, eftersom den inte har energitillgänglighet för att bilda fem bindningar).
På samma sätt som beräkningarna för N i ammoniumjonen, ammoniak- och amidjonen har vi:
CF = 5-4-0 = +1 (NH4+)
CF = 5-3-2 = 0 (NH3)
Och slutligen:
CF = 5-2-4 = -1 (NHtvå-)
Det vill säga i NHtvå- N har fyra odelade elektroner och delar dem alla när den bildar NH4+. CF för H är lika med 0 och därför sparas din beräkning.
Ingen har kommenterat den här artikeln än.