FORMĀLA MAKSA: FORMULA, KĀ TO APRĒĶINĀT, UN PIEMĒRI - ĶĪMIJA - 2025

Formāls maksas (CF) ir tāds, kas ir piešķirts atoma molekulas vai jonu komplekss, kas ļauj izskaidrot savas struktūras un ķīmiskās īpašības, pamatojoties uz to. Šis jēdziens nozīmē kovalences maksimālā rakstura apsvēršanu AB saitē; tas ir, elektronu pāri ir vienādi sadalīti starp A un B.

Lai saprastu iepriekšminēto, zemāk redzamajā attēlā ir redzami divi saistīti atomi: viens apzīmēts ar burtu A un otrs - ar burtu B. Kā redzams, apļu pārtveršanā veidojas saite ar pāri ":". Šajā heteronukleāro molekulā, ja A un B ir vienādas elektronegativitātes, pāris ":" paliek vienādā attālumā gan no A, gan B.

Tomēr, tā kā diviem dažādiem atomiem nevar būt identiskas īpašības, pāri ":" piesaista tas, kurš ir vairāk elektronegatīvs. Šajā gadījumā, ja A ir vairāk elektronegatīvs nekā B, pāris ":" ir tuvāk A, nevis B. Pretēji notiek tad, kad B ir vairāk elektronegatīvs nekā A, tagad tuvojas ":" B.

Tātad, lai gan A, gan B piešķirtu formālās maksas, ir jāņem vērā pirmais gadījums (attēls attēla augšdaļā). Ja tīri kovalentā saite AB sabojājas, notiek homolītiska pārrāvums, veidojot brīvos radikāļus A · un · B.

Kvalitatīvie ieguvumi no formālās kravas izmantošanas

Elektroni nav fiksēti, kā iepriekšējā piemērā, bet pārvietojas un tiek zaudēti caur molekulas vai jonu atomiem. Ja tā ir diatomīta molekula, ir zināms, ka pāri ":" jāsadala vai klīst starp abiem atomiem; tas pats notiek ar ABC tipa molekulu, bet ar lielāku sarežģītību.

Tomēr, pētot atomu un pieņemot simtprocentīgu kovalenci tā saitēs, ir vieglāk noteikt, vai tas savienojumā iegūst vai zaudē elektronus. Lai noteiktu šo ieguvumu vai zaudējumu, jūsu bāzes vai brīvais stāvoklis ir jāsalīdzina ar jūsu elektronisko vidi.

Tādā veidā ir iespējams piešķirt pozitīvu lādiņu (+), ja atoms zaudē elektronu, vai negatīvu lādiņu (-), ja, gluži pretēji, tas iegūst elektronu (zīmes jāraksta apļa iekšpusē).

Tādējādi, kaut arī elektronus nevar precīzi atrast, šie formālie (+) un (-) lādiņi konstrukcijām vairumā gadījumu atbilst paredzamajām ķīmiskajām īpašībām.

Tas ir, formālais atoma lādiņš ir cieši saistīts ar tā vides molekulāro ģeometriju un tā reaktivitāti savienojumā.

Formula un kā to aprēķināt

Vai formālās nodevas tiek piešķirtas patvaļīgi? Atbilde ir nē. Šim nolūkam elektronu ieguvums vai zudums jāaprēķina, pieņemot tīri kovalentas saites, un to panāk ar šādu formulu:

CF = (atoma grupas numurs) - (saišu skaits, ko tā veido) - (nedalītu elektronu skaits)

Ja atomam ir CF ar vērtību +1, tam piešķir pozitīvu lādiņu (+); tā kā, ja jums ir CF ar vērtību -1, tad tam tiek piešķirta negatīva maksa (-).

Lai pareizi aprēķinātu CF, jāveic šādas darbības:

- Atrodiet, kurā grupā atoms ir atrodams periodiskajā tabulā.

- Saskaitiet obligāciju skaitu, ko tā veido kopā ar kaimiņiem: dubultās obligācijas (=) ir divu vērts, un trīskāršās obligācijas ir trīs (≡) vērts.

- Visbeidzot, saskaitiet nedalīto elektronu skaitu, ko var viegli novērot, izmantojot Lūisa struktūras.

Aprēķinu variācijas atbilstoši struktūrai

Ņemot vērā lineāro molekulu ABCD, formālie lādiņi katram atomam var atšķirties, ja, piemēram, struktūra tagad tiek uzrakstīta šādi: BCAD, CABD, ACDB utt. Tas notiek tāpēc, ka ir atomi, kas, daloties vairāk elektronu (veidojot vairāk saišu), iegūst pozitīvas vai negatīvas CF.

Tātad, kura no trim iespējamām molekulārajām struktūrām atbilst savienojumam ABCD? Atbilde ir tāda, kurai parasti ir viszemākās CF vērtības; tāpat tas, kurš negatīvajiem lādiņiem (-) piešķir visvairāk elektronegatīvos atomus.

Ja C un D ir vairāk elektronegatīvas nekā A un B, tad, daloties vairāk elektronu, tie attiecīgi iegūst pozitīvas formālās lādiņas (redzams no mnemoniskā likuma).

Tādējādi visstabilākā un enerģētiski visizdevīgākā struktūra ir CABD, jo šajā gan C, gan B veido tikai vienu saiti. No otras puses, ABCD struktūra un tie, kuriem C vai B veido divas saites (–C– vai –D–), ir nestabilāki.

Kura no visām konstrukcijām ir visstabilākā? ACDB, jo ne tikai C un D veido divas saites, bet arī to formālās negatīvās lādītes (-) atrodas blakus viena otrai, vēl vairāk destabilizējot struktūru.

Slodzes formālu aprēķinu piemēri

BF

Bora atomu ieskauj četri fluora atomi. Tā kā B pieder IIIA grupai (13), tajā trūkst nedalītu elektronu un veido četras kovalences saites, tā CF ir (3-4-0 = -1). No otras puses, F, VIIA grupas elementam (17), tā CF ir (7-6-1 = 0).

Lai noteiktu jonu vai molekulu lādiņu, pietiek ar to, lai pievienotu to veidojošo atomu atsevišķo CF: (1 (-1) + 4 (0) = -1).

Tomēr CF B nav īstas nozīmes; tas ir, lielākais elektronu blīvums uz tā neatrodas. Patiesībā šis elektronu blīvums ir sadalīts četros F atomos, kas ir daudz vairāk elektronegatīvs elements nekā B.

BeH

Berilija atoms pieder IIA grupai (2), veido divas saites un atkal trūkst nesadalītu elektronu. Tādējādi CF Be un H ir:

CF _Be = 2-2-0 = 0

CF _H = 1-1-0 = 0

Slodze BeH ₂ = 1 (0) + 2 (0) = 0

CO (oglekļa monoksīds)

Tā Lūisa struktūru var attēlot šādi: C≡O: (lai gan tai ir arī citas rezonanses struktūras). Atkārtojot CF aprēķinus, šoreiz C (IVA grupas) un O (VIA grupas), mums ir:

CF _C = 4-3-2 = -1

CF _O = 6-3-2 = +1

Šis ir piemērs, kad formālās maksas neatbilst elementu būtībai. O ir vairāk elektronegatīvs nekā C, un tāpēc tam nevajadzētu būt pozitīvam.

Pārējās struktūras (C = O un ⁽⁺⁾ CO ^(-) ), kaut arī tās atbilst saskaņotai lādiņu piešķiršanai, neatbilst okteta likumam (C ir mazāk par astoņiem valences elektroniem).

NH

jo vairāk elektronu N dalās, jo pozitīvāks ir tā CF (pat amonija jons, jo tam nav enerģijas, lai veidotu piecas saites).

Vienādi piemērojot N aprēķinus amonija jonā, amonjakā un amīda jonā, mums ir šādi:

CF = 5-4-0 = +1 (NH ₄ ⁺ )

CF = 5-3-2 = 0 (NH ₃ )

Un visbeidzot:

CF = 5-2-4 = -1 (NH ₂ ^- )

Tas ir, NH ₂ ^- N ir četri nedalīti elektroni, un tas veido visus tos, kad veido NH ₄ ⁺ . CF H ir vienāds ar 0, un tāpēc jūsu aprēķins tiek saglabāts.

Atsauces

1. Džeimss. (2018). Galvenā prasme: kā aprēķināt formālo maksu. Saņemts 2018. gada 23. maijā no: masterorganicchemistry.com
2. Dr Ian Hunt. Kalgari universitātes Ķīmijas katedra. Oficiālās maksas. Saņemts 2018. gada 23. maijā no: chem.ucalgary.ca
3. Oficiālās maksas. . Saņemts 2018. gada 23. maijā no: chem.ucla.edu
4. Džefs D. Kronks. Svinīga maksa. Saņemts 2018. gada 23. maijā no: guweb2.gonzaga.edu
5. Vaitens, Deiviss, Peks un Stenlijs. Ķīmija. (8. izd.). CENGAGE mācīšanās, 268.-270. Lpp.
6. Šiveris un Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija. (Ceturtais izdevums., 38. lpp.). Mc Graw Hill.
7. Monika Gonzalez. (2010. gada 10. augusts). Svinīga maksa. Iegūts 2018. gada 23. maijā no: quimica.laguia2000.com