Τυπικό φορτίο

Στη χημεία, ένα τυπικό φορτίο (F.C. ή $q*$ ), στην ομοιοπολική άποψη του χημικού δεσμού, είναι το υποθετικό φορτίο που αποδίδεται σε ένα άτομο από ένα μόριο, με την προϋπόθεση ότι τα ηλεκτρόνια σε όλους τους χημικούς δεσμούς μοιράζονται εξίσου μεταξύ ατόμων, ανεξάρτητα από τη σχετική ηλεκτραρνητικότητα.^[1]^[2] Με απλά λόγια, το τυπικό φορτίο είναι η διαφορά μεταξύ του αριθμού των ηλεκτρονίων σθένους ενός ατόμου σε ουδέτερη ελεύθερη κατάσταση και του αριθμού που αποδίδεται σε αυτό το άτομο σε μια δομή Lewis. Όταν προσδιορίζεται η καλύτερη δομή Lewis (ή η κυρίαρχη δομή συντονισμού) για ένα μόριο, η δομή επιλέγεται έτσι ώστε το τυπικό φορτίο σε καθένα από τα άτομα να είναι όσο το δυνατόν πιο κοντά στο μηδέν.^[2] Το τυπικό φορτίο οποιουδήποτε ατόμου σε ένα μόριο μπορεί να υπολογιστεί με την ακόλουθη εξίσωση: $q^{*}=V-L-{\frac {B}{2}}$ όπου $V$ είναι ο αριθμός των ηλεκτρονίων σθένους του ουδέτερου ατόμου σε απομόνωση (στη βασική του κατάσταση). $L$ είναι ο αριθμός των μη δεσμικών ηλεκτρονίων σθένους που έχουν εκχωρηθεί σε αυτό το άτομο στη δομή Lewis του μορίου και $B$ είναι ο συνολικός αριθμός ηλεκτρονίων που μοιράζονται σε δεσμούς με άλλα άτομα στο μόριο.^[2] Μπορεί επίσης να βρεθεί οπτικά όπως φαίνεται παρακάτω. Το τυπικό φορτίο και η κατάσταση οξείδωσης αποδίδουν έναν αριθμό σε κάθε μεμονωμένο άτομο μέσα σε μια ένωση, συγκρίνονται και αντιπαραβάλλονται σε μια ενότητα παρακάτω.

Παραδείγματα

Παράδειγμα: Το CO₂ είναι ένα ουδέτερο μόριο με 16 συνολικά ηλεκτρόνια σθένους. Υπάρχουν διάφοροι τρόποι σχεδίασης της δομής Lewis
- Άνθρακας με απλό δεσμό και στα δύο άτομα οξυγόνου (άνθρακας = +2, οξυγόνα = −1 το καθένα, συνολικό τυπικό φορτίο = 0)
- Άνθρακας απλός δεσμός σε ένα οξυγόνο και διπλός δεσμός στο άλλο (άνθρακας = +1, οξυγόνο_διπλός = 0, οξυγόνο_απλός = −1, ολικό τυπικό φορτίο = 0)
- Διπλός δεσμός άνθρακα και στα δύο άτομα οξυγόνου (άνθρακας = 0, οξυγόνα = 0, ολικό τυπικό φορτίο = 0)

Παρόλο που και οι τρεις δομές μας έδωσαν συνολικό φορτίο μηδέν, η τελική δομή είναι η ανώτερη επειδή δεν υπάρχουν καθόλου φορτία στο μόριο.

Εικονογραφημένος μέθοδος

Τα παρακάτω είναι ισοδύναμα:

Σχεδιάστε έναν κύκλο γύρω από το άτομο για το οποίο ζητείται το τυπικό φορτίο (όπως με το διοξείδιο του άνθρακα, παρακάτω)

Μετρήστε τον αριθμό των ηλεκτρονίων στον «κύκλο» του ατόμου. Εφόσον ο κύκλος κόβει τον ομοιοπολικό δεσμό «στο μισό», κάθε ομοιοπολικός δεσμός μετράει ως ένα ηλεκτρόνιο αντί για δύο.
Αφαιρέστε τον αριθμό των ηλεκτρονίων στον κύκλο από τον αριθμό των ηλεκτρονίων σθένους του ουδέτερου ατόμου σε απομόνωση (στη βασική του κατάσταση) για να προσδιορίσετε το τυπικό φορτίο.

Τα τυπικά φορτία που υπολογίζονται για τα υπόλοιπα άτομα σε αυτή τη δομή διοξειδίου του άνθρακα Lewis φαίνονται παρακάτω.

Είναι σημαντικό να έχετε κατά νου ότι τα τυπικά φορτία είναι ακριβώς αυτό – «τυπικά», με την έννοια ότι αυτό το σύστημα είναι φορμαλισμός. Το τυπικό σύστημα φορτίων είναι απλώς μια μέθοδος παρακολούθησης όλων των ηλεκτρονίων σθένους που κάθε άτομο φέρνει μαζί του όταν σχηματίζεται το μόριο.

Χρήση συμβάσεων

Στη σύμβαση της οργανικής χημείας, τα τυπικά φορτία είναι ένα ουσιαστικό χαρακτηριστικό μιας σωστά αποδιδομένης δομής Lewis–Kekulé και μια δομή που παραλείπει μη μηδενικά τυπικά φορτία θεωρείται λανθασμένη ή τουλάχιστον ατελής. Τα τυπικά φορτία αντλούνται σε κοντινή απόσταση από το άτομο που φέρει το φορτίο. Μπορεί να περικλείονται ή όχι σε έναν κύκλο για σαφήνεια. Αντίθετα, αυτή η σύμβαση δεν ακολουθείται στην ανόργανη χημεία. Πολλοί εργαζόμενοι στην οργανομεταλλική χημεία και η πλειονότητα των εργαζομένων στα σύμπλοκα θα παραλείψουν τα τυπικά φορτία, εκτός εάν χρειάζονται για έμφαση ή χρειάζονται για να επισημανθεί ένα συγκεκριμένο σημείο.^[3] Αντίθετα, μια επάνω δεξιά γωνία ⌝ θα σχεδιαστεί ακολουθώντας την ομοιοπολικά συνδεδεμένη, φορτισμένη οντότητα, ακολουθούμενη αμέσως από το συνολικό φορτίο.

Η επάνω δεξιά γωνία ⌝ μερικές φορές αντικαθίσταται από αγκύλες που περικλείουν ολόκληρη τη φορτισμένη ουσία, και πάλι με το συνολικό φορτίο γραμμένο στην επάνω δεξιά γωνία, ακριβώς έξω από τις αγκύλες. Αυτή η διαφορά στην πράξη πηγάζει από τη σχετικά απλή αντιστοίχιση της τάξης δεσμών, του αριθμού ηλεκτρονίων σθένους και, επομένως, του τυπικού φορτίου για ενώσεις που περιέχουν μόνο στοιχεία κύριας ομάδας (αν και οι ολιγομερείς ενώσεις όπως το οργανολιθιακές ενώσεις και τα ενολικά τείνουν να απεικονίζονται με υπεραπλουστευμένο και εξιδανικευμένο τρόπο), αλλά τα μέταλλα μετάπτωσης έχουν έναν ασαφή αριθμό ηλεκτρονίων σθένους, επομένως δεν υπάρχει σαφής τρόπος για να εκχωρηθούν τυπικά φορτία.

Τυπικό φορτίο σε σύγκριση με την κατάσταση οξείδωσης

Η έννοια των καταστάσεων οξείδωσηςs αποτελεί μια ανταγωνιστική μέθοδο για την αξιολόγηση της κατανομής των ηλεκτρονίων στα μόρια. Εάν συγκριθούν τα τυπικά φορτία και οι καταστάσεις οξείδωσης των ατόμων στο διοξείδιο του άνθρακα, λαμβάνονται οι ακόλουθες τιμές:

Ο λόγος για τη διαφορά μεταξύ αυτών των τιμών είναι ότι τα τυπικά φορτία και οι καταστάσεις οξείδωσης αντιπροσωπεύουν θεμελιωδώς διαφορετικούς τρόπους εξέτασης της κατανομής των ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων στο μόριο. Με το τυπικό φορτίο, τα ηλεκτρόνια σε κάθε ομοιοπολικό δεσμό υποτίθεται ότι χωρίζονται ακριβώς ομοιόμορφα μεταξύ των δύο ατόμων του δεσμού (εξ ου και η διαίρεση με δύο στη μέθοδο που περιγράφεται παραπάνω). Η άποψη του τυπικού φορτίου του μορίου του CO₂ φαίνεται ουσιαστικά παρακάτω:

Η ομοιοπολική (κοινή) πτυχή του δεσμού υπερτονίζεται στη χρήση τυπικών φορτίων αφού στην πραγματικότητα υπάρχει μεγαλύτερη πυκνότητα ηλεκτρονίων γύρω από τα άτομα οξυγόνου λόγω της υψηλότερης ηλεκτραρνητικότητάς τους σε σύγκριση με το άτομο του άνθρακα. Αυτό μπορεί να απεικονιστεί πιο αποτελεσματικά σε έναν χάρτη ηλεκτροστατικού δυναμικού. Με τον φορμαλισμό της κατάστασης οξείδωσης, τα ηλεκτρόνια στους δεσμούς «αποδίδονται» στο άτομο με τη μεγαλύτερη ηλεκτραρνητικότητα. Η άποψη κατάστασης οξείδωσης του μορίου CO₂ φαίνεται παρακάτω:

Οι καταστάσεις οξείδωσης υπερτονίζουν την ιοντική φύση του δεσμού. Η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα μεταξύ άνθρακα και οξυγόνου είναι ανεπαρκής για να θεωρηθούν οι δεσμοί ως ιοντικής φύσης. Στην πραγματικότητα, η κατανομή των ηλεκτρονίων στο μόριο βρίσκεται κάπου ανάμεσα σε αυτά τα δύο άκρα. Η ανεπάρκεια της απλής άποψης της δομής Lewis των μορίων οδήγησε στην ανάπτυξη της γενικότερα εφαρμόσιμης και ακριβούς θεωρίας του δεσμού σθένους των Slater, Πόλινγκ, κ.α., και εφεξής η μοριακή τροχιακή θεωρία που αναπτύχθηκε από τους Mulliken και Hund.

Παραπομπές

↑ Hardinger, Steve. «Formal Charges» (PDF). University of California, Los Angeles. Αρχειοθετήθηκε από το πρωτότυπο (PDF) στις 12 Μαρτίου 2016. Ανακτήθηκε στις 11 Μαρτίου 2016.
↑ ^2,0 ^2,1 ^2,2 «Formal Charge». Royal Society of Chemistry. Ανακτήθηκε στις 10 Δεκεμβρίου 2021.
↑ «Chapter 48, Organometallic Chemistry». Organic chemistry. Clayden, Jonathan. Oxford: Oxford University Press. 2001. σελίδες 1311-1314. ISBN 0198503474. OCLC 43338068.

[UCLA-1] Hardinger, Steve. «Formal Charges» (PDF). University of California, Los Angeles. Αρχειοθετήθηκε από το πρωτότυπο (PDF) στις 12 Μαρτίου 2016. Ανακτήθηκε στις 11 Μαρτίου 2016.

[:1-2] 2,0 ^2,1 ^2,2 «Formal Charge». Royal Society of Chemistry. Ανακτήθηκε στις 10 Δεκεμβρίου 2021.

[3] «Chapter 48, Organometallic Chemistry». Organic chemistry. Clayden, Jonathan. Oxford: Oxford University Press. 2001. σελίδες 1311-1314. ISBN 0198503474. OCLC 43338068.

[1]

[2]

[3]