FORMALUS MOKESTIS: FORMULĖ, KAIP JĄ APSKAIČIUOTI, IR PAVYZDŽIAI - CHEMIJA - 2025

Oficialią mokestis (CF) yra vienas, kad būtų priskirtas prie molekulės arba jonų, kuri leidžia paaiškinti savo struktūras ir chemines savybes juo remiantis atomo. Ši sąvoka reiškia, kad reikia atsižvelgti į maksimalų kovalencijos pobūdį AB jungtyje; tai yra, elektronų pora pasiskirsto po lygiai tarp A ir B.

Norint suprasti tai, kas išdėstyta aukščiau, paveikslėlyje pavaizduoti du susieti atomai: vienas pažymėtas raide A, kitas - raide B. Kaip matyti, apskritimų pertraukime susidaro ryšys su pora „:“. Šioje heteronuklearinėje molekulėje, jei A ir B turi vienodą elektronegatyvumą, pora „:“ išlieka lygiagrečiai tiek nuo A, tiek nuo B.

Kadangi du skirtingi atomai negali turėti tapačių savybių, pora „:“ traukia tą, kuri yra labiau elektronegatyvi. Tokiu atveju, jei A yra labiau elektronegatyvus nei B, pora ":" yra arčiau A nei B. Priešingai, kai B yra labiau elektronegatyvus nei A, dabar artėja ":" prie B.

Taigi, norint priskirti oficialius kaltinimus tiek A, tiek B, būtina atsižvelgti į pirmąjį atvejį (tą, kuris yra vaizdo viršuje). Jei tik AB kovalentinis ryšys nutrūktų, įvyktų homolizinis lūžis, susidarantis laisviesiems radikalams A · ir · B.

Kokybinė formalių krovinių naudojimo nauda

Elektronai nėra fiksuoti, kaip ankstesniame pavyzdyje, bet keliauja ir prarandami per molekulės ar jonų atomus. Jei tai yra diatominė molekulė, žinoma, kad pora „:“ turi būti dalijama arba klaidžiojama tarp abiejų atomų; tas pats atsitinka su ABC tipo molekulėmis, tačiau sudėtingesnėmis.

Tačiau tiriant atomą ir darant prielaidą, kad jo jungtyse yra šimto procentų kovalencija, lengviau nustatyti, ar junginyje jis padidina ar praranda elektronus. Norint nustatyti šį padidėjimą ar praradimą, jūsų bazinė arba laisvoji būsena turi būti palyginta su jūsų elektronine aplinka.

Tokiu būdu galima priskirti teigiamą krūvį (+), jei atomas praranda elektroną, arba neigiamą krūvį (-), kai, atvirkščiai, jis įgyja elektroną (ženklai turi būti rašomi apskritimo viduje).

Taigi, nors elektronų neįmanoma tiksliai nustatyti, šie formalūs (+) ir (-) krūviai konstrukcijose daugeliu atvejų atitinka tikėtinas chemines savybes.

Tai yra, oficialus atomo krūvis yra glaudžiai susijęs su jo aplinkos molekuline geometrija ir jo reaktyvumu junginyje.

Formulė ir kaip ją apskaičiuoti

Ar oficialūs mokesčiai yra priskiriami savavališkai? Atsakymas yra ne. Tam elektronų padidėjimas arba praradimas turi būti apskaičiuojamas darant prielaidą, kad grynai kovalentiniai ryšiai yra pasiekiami pagal šią formulę:

CF = (atomo grupės numeris) - (jungčių, kurias jis sudaro, skaičius) - (neskaidytų elektronų skaičius)

Jei atomas turi CF, kurio vertė +1, jam priskiriamas teigiamas krūvis (+); tuo tarpu, jei turite CF, kurio vertė -1, tada jam priskiriamas neigiamas krūvis (-).

Norint teisingai apskaičiuoti CF, reikia atlikti šiuos veiksmus:

- Raskite, kurioje grupėje atomas yra periodinėje lentelėje.

- Suskaičiuokite, kiek obligacijų ji suformuoja su savo kaimynais: dvigubos obligacijos (=) yra vertos dviejų, o trigubos obligacijos yra vertos trijų (≡).

- Galiausiai suskaičiuokite nesusietų elektronų skaičių, kurį galima lengvai pastebėti naudojant Lewiso struktūras.

Skaičiavimo variacijos pagal struktūrą

Atsižvelgiant į linijinę molekulę ABCD, formalūs kiekvieno atomo krūviai gali skirtis, jei, pavyzdžiui, struktūra dabar rašoma taip: BCAD, CABD, ACDB ir kt. Taip yra todėl, kad yra atomų, kurie, dalindamiesi daugiau elektronų (sudarydami daugiau jungčių), įgyja teigiamų arba neigiamų CF.

Taigi kuri iš trijų galimų molekulių struktūrų atitinka junginį ABCD? Atsakymas yra toks, kuris paprastai turi mažiausias CF vertes; taip pat tas, kuris neigiamiesiems krūviams (-) priskiria pačius elektronegatyviausius atomus.

Jei C ir D yra labiau elektronegatyvios nei A ir B, tada pasidaliję daugiau elektronų, jie įgyja teigiamus formaliuosius krūvius (žiūrint iš mnemoninės taisyklės).

Taigi stabiliausia ir energetiškai palankiausia struktūra yra CABD, nes joje tiek C, tiek B sudaro tik vieną jungtį. Kita vertus, ABCD struktūra ir tie, kurie C arba B sudaro du ryšius (–C– arba –D–), yra nestabilesni.

Kuri iš visų konstrukcijų yra nestabiliausia? ACDB, nes ne tik C ir D sudaro dvi jungtis, bet ir jų formalūs neigiami krūviai (-) yra greta vienas kito, dar labiau destabilizuodami struktūrą.

Formalių apkrovų skaičiavimo pavyzdžiai

BF

Boro atomas yra apsuptas keturių fluoro atomų. Kadangi B priklauso IIIA grupei (13), jame nėra nesuskaidytų elektronų ir yra sudaryti keturi kovalentiniai ryšiai, jo CF yra (3-4-0 = -1). Kita vertus, VI grupės elementui F (17) F yra jo CF (7–6–1 = 0).

Norint nustatyti jonų ar molekulių krūvį, pakanka sudėti atskirus atomus, kurie jį sudaro: CF (1 (-1) + 4 (0) = -1).

Tačiau CF B neturi realios prasmės; tai yra, didžiausias elektronų tankis jame nėra. Realybėje šis elektronų tankis pasiskirsto keturi F atomai - elementas, daug elektronegatyvesnis už B.

BeH

Berilio atomas priklauso IIA grupei (2), sudaro du ryšius ir neturi, vėlgi, nesuskaidytų elektronų. Taigi CF Be ir H yra:

CF _Be = 2-2-0 = 0

CF _H = 1-1-0 = 0

Įkelkite BeH ₂ = 1 (0) + 2 (0) = 0

CO (anglies monoksidas)

Jo Lewis struktūrą galima apibūdinti kaip: C≡O: (nors ji turi ir kitų rezonansinių struktūrų). Kartodami CF skaičiavimus, šį kartą C (IVA grupės) ir O (VIA grupės), mes turime:

CF _C = 4-3-2 = -1

CF _O = 6-3-2 = +1

Tai pavyzdys, kai oficialūs mokesčiai neatitinka elementų pobūdžio. O yra labiau elektronegatyvus nei C, todėl neturėtų teigti.

Kitos struktūros (C = O ir ⁽⁺⁾ CO ^(-) ), nors ir atitinka nuoseklų krūvių priskyrimą, neatitinka okteto taisyklės (C turi mažiau nei aštuonis valentinius elektronus).

NH

Kuo daugiau elektronų dalijasi N, tuo teigiama yra jo CF (net amonio jonų, nes jis neturi energijos, kad galėtų sudaryti penkias jungtis).

Taikydami N amonio jonų, amoniako ir amido jonų skaičiavimus, turime:

CF = 5-4-0 = 1 (NH ₄ ⁺ )

CF = 5-3-2 = 0 (NH ₃ )

Ir, galiausiai:

CF = 5-2-4 = -1 (NH ₂ ^- )

Tai reiškia, kad NH ₂ ^- N turi keturis neskirstomosios elektronus, ir ji dalijasi juos visus, kai ji sudaro NH ₄ ⁺ . CF už H yra lygus 0, todėl jūsų skaičiavimas išsaugotas.

Nuorodos

1. Džeimsas. (2018 m.). Pagrindinis įgūdis: kaip apskaičiuoti oficialų mokestį. Gauta 2018 m. Gegužės 23 d. Iš: masterorganicchemistry.com
2. Dr Ian Hunt. Kalgario universiteto Chemijos katedra. Oficialūs mokesčiai. Gauta 2018 m. Gegužės 23 d. Iš: chem.ucalgary.ca
3. Oficialūs mokesčiai. . Gauta 2018 m. Gegužės 23 d. Iš: chem.ucla.edu
4. Jeffas D. Cronkas. Oficialus mokestis. Gauta 2018 m. Gegužės 23 d. Iš: guweb2.gonzaga.edu
5. Whittenas, Davisas, Peckas ir Stanley. Chemija. (8-asis leidimas). CENGAGE mokymasis, p. 268–270.
6. Šiveris ir Atkinsas. (2008). Neorganinė chemija. (Ketvirtasis leidimas., 38 psl.). Mc Graw Hill.
7. Monica Gonzalez. (2010 m. Rugpjūčio 10 d.). Oficialus mokestis. Gauta 2018 m. Gegužės 23 d. Iš: quimica.laguia2000.com