Formele laadformule, hoe deze te berekenen en voorbeelden



de formele aanklacht (CF) is datgene dat is toegewezen aan een atoom van een molecuul of ion, dat het mogelijk maakt om de structuren en chemische eigenschappen daarvan te verklaren als een functie ervan. Dit concept impliceert de overweging van het maximale karakter van covalentie in de verbinding A-B; dat wil zeggen, het paar elektronen wordt gelijk verdeeld tussen A en B.

Om het bovenstaande in het onderste beeld te begrijpen worden twee atomen gekoppeld weergegeven: één met de letter A en de ander met de letter B. Zoals te zien is, wordt in het snijpunt van de cirkels een link gevormd met het paar ":". In dit heteronucleaire molecuul, als A en B dezelfde elektronegativiteiten hebben, blijft het paar ":" op gelijke afstand van zowel A als B.

Omdat twee verschillende atomen geen identieke eigenschappen kunnen hebben, wordt het paar ":" aangetrokken door het paar dat meer elektronegatief is. In dit geval, als A meer elektronegatief is dan B, is het paar ":" dichter bij A dan bij B. Het tegenovergestelde doet zich voor wanneer B meer elektronegatief is dan A, nu aan het naderen is ":" een B.

Om vervolgens de formele kosten toe te wijzen aan zowel A als B, moet het eerste geval (dat boven de afbeelding) worden beschouwd. Als de zuiver covalente binding A-B werd verbroken, zou een homolytische afbraak optreden, waarbij de vrije radicalen A en B worden gegenereerd.

index

  • 1 Kwalitatieve voordelen van het gebruik van formele vracht
  • 2 Formule en hoe deze te berekenen
    • 2.1 Variaties van de berekening volgens de structuur
  • 3 Voorbeelden van formele kostenberekeningen
    • 3.1 BF4- (tetrafluorboraation)
    • 3.2 BeH2 (berylliumhydride)
    • 3.3 CO (koolmonoxide)
    • 3.4 NH4 + (ammoniumion), NH3 en NH2- (amide-ion)
  • 4 Referenties

Kwalitatieve voordelen van het gebruik van formele vracht

De elektronen zijn niet gefixeerd, zoals in het vorige voorbeeld, maar ze reizen en gaan verloren door de atomen van het molecuul of ion. Als het een diatomisch molecuul is, is het bekend dat het paar ":" moet worden gedeeld of zwerven tussen beide atomen; hetzelfde gebeurt in een molecuul van het type A-B-C, maar met een grotere complexiteit.

Door een atoom te bestuderen en een honderd procent covalentie in zijn bindingen aan te nemen, is het echter gemakkelijker om vast te stellen of het elektronen binnen de compound verwerft of verliest. Om deze winst of verlies te bepalen, moet u uw basislijn of vrije status vergelijken met uw elektronische omgeving.

Op deze manier is het mogelijk om een ​​positieve lading (+) toe te wijzen als het atoom een ​​elektron verliest, of een negatieve lading (-) wanneer het daarentegen een elektron krijgt (de tekens moeten in een cirkel zijn geschreven).

Dus, hoewel de elektronen niet precies kunnen worden gelokaliseerd, voldoen deze formele ladingen (+) en (-) in de structuren in de meeste gevallen aan de verwachte chemische eigenschappen.

Dat wil zeggen, de formele lading van een atoom hangt nauw samen met de moleculaire geometrie van zijn omgeving en zijn reactiviteit binnen de verbinding.

Formule en hoe het te berekenen

Worden formele aanklachten willekeurig toegewezen? Het antwoord is nee. Hiervoor moet de winst of het verlies van elektronen worden berekend uitgaande van zuiver covalente bindingen, en dit wordt bereikt door de volgende formule:

CF = (atoomgroepnummer) - (aantal links dat het vormt) - (aantal niet-gedeelde elektronen)

Als het atoom een ​​CF heeft met een waarde van +1, krijgt het een positieve lading (+); terwijl als je een CF hebt met een waarde van -1, je een negatieve lading krijgt toegewezen (-).

Om de CF correct te berekenen, moeten de volgende stappen worden gevolgd:

- Zoek in welke groep het atoom zich bevindt binnen het periodiek systeem.

- Tel het aantal links dat u met uw buren vormt: de dubbele links (=) zijn twee waard en de triple links zijn drie waard (≡).

- Tenslotte telt u het aantal niet-gedeelde elektronen, dat gemakkelijk kan worden waargenomen met Lewis-structuren.

Variaties van de berekening volgens de structuur

Gegeven het lineaire molecuul A-B-C-D, kunnen de formele ladingen voor elk atoom variëren als de structuur bijvoorbeeld nu wordt geschreven als: B-C-A-D, C-A-B-D, A-C-D-B, enz. Dit komt omdat er atomen zijn die, door meer elektronen te delen (meer banden te vormen), positief of negatief CF krijgen.

Dus, welke van de drie mogelijke moleculaire structuren komt overeen met de samenstelling ABCD? Het antwoord is: een die over het algemeen de laagste CF-waarden heeft; ook degene die de negatieve ladingen (-) toekent aan de meest elektronegatieve atomen.

Als C en D meer elektronegatief zijn dan A en B, dan krijgen ze door het delen van meer elektronen bijgevolg positieve formele ladingen (gezien vanuit een mnemonic regel).

De meest stabiele structuur, en de meest energetische, is dus C-A-B-D, omdat in dit geval zowel C als B slechts één verbinding vormen. Aan de andere kant zijn de structuur A-B-C-D en degene met C of B die twee bindingen vormen (-C- of -D-), onstabieler.

Welke van alle structuren is het meest onstabiel? A-C-D-B, omdat niet alleen C en D twee verbindingen vormen, maar ook hun negatieve formele ladingen (-) grenzen aan elkaar, wat de structuur verder destabiliseert.

Voorbeelden van formele kostenberekeningen

BF4- (tetrafluorboraat ion)

Het booratoom is omgeven door vier fluoratomen. Gegeven dat B tot groep IIIA behoort (13) niet-gedeelde elektronen mist en vier covalente bindingen vormt, is de CF (3-4-0 = -1). In tegenstelling tot het F, element van groep VIIA (17), is zijn CF (7-6-1 = 0).

Om de lading van het ion of molecuul te bepalen, volstaat het om de individuele CF's van de atomen die het samenstellen toe te voegen: (1 (-1) + 4 (0) = -1).

De CF voor B heeft echter geen echte betekenis; dat wil zeggen, de hoogste elektronische dichtheid ligt hier niet op. Feitelijk wordt deze elektronische dichtheid verdeeld over de vier atomen van F, een veel meer elektronegatief element dan de B.

Beh2 (Berylliumhydride)

Het berylliumatoom behoort tot groep IIA (2), vormt twee bindingen en mist wederom niet-gedeelde elektronen. De CF's voor Be and H zijn dus:

CFzijn= 2-2-0 = 0

CFH= 1-1-0 = 0

Load BeH2= 1 (0) + 2 (0) = 0

CO (koolmonoxide)

De Lewis-structuur kan worden weergegeven als: C≡O: (hoewel het andere resonantiestructuren heeft). Herhalende de CF-berekening, deze keer voor de C (uit de btw-groep) en de O (uit de VIA-groep), we hebben:

CFC= 4-3-2 = -1

CFO= 6-3-2 = +1

Dit is een voorbeeld waarbij formele kosten niet overeenkomen met de aard van de elementen. De O is meer elektronegatief dan de C en mag daarom geen positief resultaat opleveren.

De andere structuren (C = O en (+)C-O(-)), hoewel ze voldoen aan de coherente toewijzing van kosten, voldoen ze niet aan de octetregel (C heeft minder dan acht valentie-elektronen).

NH4+ (ion-ammonium), NH3 en NH2- (amide ion)

terwijl meer elektronen de N delen, is meer positief de CF (tot aan het ammoniumion, omdat het geen energiebeschikbaarheid heeft om vijf bindingen te vormen).

Als we ook de berekeningen voor de N in het ammoniumion, de ammoniak en het amiduro-ion toepassen, hebben we dan:

CF = 5-4-0 = +1 (NH4+)

CF = 5-3-2 = 0 (NH3)

En tot slot:

CF = 5-2-4 = -1 (NH2-)

Dat is in het NH2- de N heeft vier elektronen niet gedeeld, en deelt alles wanneer het de NH vormt4+. De CF voor de H staat voor 0 en daarom wordt hun berekening opgeslagen.

referenties

  1. James. (2018). Een belangrijke vaardigheid: Formal Charge berekenen. Opgehaald op 23 mei 2018, uit: masterorganicchemistry.com
  2. Dr. Ian Hunt. Afdeling Scheikunde, Universiteit van Calgary. Formele kosten. Opgehaald op 23 mei 2018, uit: chem.ucalgary.ca
  3. Formele kosten. [PDF]. Opgehaald op 23 mei 2018, uit: chem.ucla.edu
  4. Jeff D. Cronk. Formele kosten. Opgehaald op 23 mei 2018, van: guweb2.gonzaga.edu
  5. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemie. (8e druk). CENGAGE Leren, p 268-270.
  6. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische chemie (Vierde editie., Pagina 38). Mc Graw Hill.
  7. Monica Gonzalez (10 augustus 2010). Formele laden. Opgehaald op 23 mei 2018, vanaf: quimica.laguia2000.com