정식 충전

Formal charge
오존 및 질산 음이온에서의 공식 전하

화학에서 결합의 공밸런트적 관점에서 공식 전하(F.C. 또는 q)는 분자 내 원자에 할당되는 전하로, 모든 화학적 결합의 전자가 상대적 전기성에 관계없이 원자 간에 균등하게 공유된다고 가정한다.[1][2] 간단히 말해서, 형식 전하가란 중립 자유 상태에 있는 원자의 발란스 전자 수와 루이스 구조에서 그 원자에 할당된 수 사이의 차이를 말한다. 분자에 대한 최고의 루이스 구조(또는 지배적인 공명 구조)를 결정할 때, 원자의 공식 전하량이 가능한 한 0에 가깝게 되도록 구조를 선택한다.[2]

분자 내 모든 원자의 공식 전하량은 다음과 같은 방정식으로 계산할 수 있다.

여기서 F는 형식 전하, V는 격리된 중립 원자의 발란스 전자의 수(접지 상태), L은 분자 내 이 원자에 대한 비결합 발란스 전자의 수, B는 분자 내 다른 원자와 결합하여 공유하는 총 전자 수입니다.[2]

사용 규칙

유기 화학 협약에서 형식 전하가 정확하게 렌더링된 루이스-케쿨레 구조의 필수적인 특징이며, 형식 전하가 0이 아닌 것을 생략하는 구조는 부정확하거나 최소한 불완전한 것으로 간주된다. 이와는 대조적으로 무기화학에서는 이 관례가 지켜지지 않는다. 형식적인 전하가 전하가 있는 원자에 근접하게 그려진다. 그것들은 명확성을 위해 원 안에 둘러치거나 둘 수 없다.

한편, 조직측정학 종사자와 조정화학 종사자의 대다수는 강조를 위해 필요하거나 특정한 요점을 만들기 위해 필요하지 않는 한 공식적인 요금을 생략할 것이다.[3] 대신, 공동 구속되고 청구된 실체를 따라 오른쪽 상단 모서리의 will이 그려지고, 그 다음에 바로 전체 요금이 부과된다.

트리클로로(트리페닐인산염)팔라듐(1-)에 대한 세 가지 다른 묘사. 처음 두 사람은 공식적인 혐의를 보여줌으로써 "유기농" 관례를 따른다. 두 번째 구조에서는 L형 리간드를 좌표 또는 "데이티브" 결합으로 그려 추가 형식적인 전하를 방지한다. 반면 세 번째 구조는 '유기농' 규약을 따르며, 총 요금만 주어진다.

이러한 실무상의 차이는 본드 순서, 발란스 전자 계수, 따라서 주군 원소만을 포함하는 화합물에 대한 공식 전하(오르간석 시약 및 에놀레이트 같은 과두 화합물은 지나치게 단순화되고 이상화된 방식으로 묘사되는 경향이 있지만)가 상대적으로 직접적인 할당에서 기인한다.이 과제들이 전환-이동성 복합체들에 대해 시도될 때 불확실성, 모호성, 그리고 완전한 의견 불일치.

예

  • 예: CO는2 총 발란스 전자가 16개인 중성 분자다. 루이스 구조를 그리는 방법은 다양하다.
    • 두 산소 원자에 결합된 탄소 단일(탄소 = +2, 옥시겐 = -1개, 총 공식 전하 = 0)
    • 한 산소에 결합되고 다른 산소에 이중 결합되는 탄소 단일(탄소 = +1, 산소double = 0, 산소single = -1, 총 형식 전하 = 0)
    • 두 산소 원자에 결합된 탄소(탄소 = 0, 옥시겐 = 0, 총 형식 전하 = 0)

세 구조물이 모두 총 0의 전하를 주었지만 분자 안에 전하가 전혀 없기 때문에 최종 구조물은 우량 구조다.

화법

다음은 이에 해당한다.

  • 공식 전하가 요청되는 원자 주위에 원을 그리십시오(아래의 이산화탄소와 같음).
Ls1.png
  • 원자의 "원"에 있는 전자 수를 세어라. 원은 공밸런트 결합을 "반"으로 자르기 때문에, 각각의 공밸런트 결합은 두 개가 아닌 하나의 전자로 계산된다.
  • 원소의 그룹 번호(IUPAC 1-18 시스템이 아닌 이전 그룹 번호 부여 시스템에서 로마 숫자)에서 원의 전자 수를 빼서 공식 전하를 결정한다.
Ls3a.png
  • 이 루이스의 이산화탄소 구조에서 나머지 원자에 대해 계산된 공식 전하가 아래에 나와 있다.
Ls4.png

이 제도가 형식주의라는 점에서 형식적인 요금이라는 것을 명심해야 한다. 형식 전하계는 분자가 형성될 때 각 원자가 가지고 오는 모든 발란스 전자를 추적하는 방법일 뿐이다.

산화 상태 대비 공식 전하

공식 전하란 분자 내 전하 분포를 추정하는 도구다.[1][2] 산화 상태의 개념은 분자 내 전자의 분포를 평가하는 경쟁적인 방법을 구성한다. 이산화탄소 내 원자의 공식 전하와 산화 상태를 비교하면 다음과 같은 값이 도달한다.

Co2comp.png

이러한 값들의 차이가 나는 이유는 형식적인 전하와 산화 상태가 분자 내의 원자들 사이의 전자의 분포를 근본적으로 다르게 보는 방법을 나타내기 때문이다. 공식 전하와 함께 각 공밸런트 결합의 전자는 결합의 두 원자들 사이에서 정확히 균등하게 분할되는 것으로 가정한다(위에서 설명한 방법에서 2로 나누어지는 것을 강조한다). CO2 분자의 공식 전하 보기는 기본적으로 다음과 같다.

Co2-1.png

결합의 공밸런트(공유) 측면은 탄소 원자에 비해 전기가중성이 높기 때문에 실제로는 산소 원자 주변에 전자 밀도가 높기 때문에 형식적인 전하 사용에서 지나치게 강조된다. 이것은 정전기 전위 지도에서 가장 효과적으로 시각화할 수 있다.

산화 상태 형식주의와 함께, 결합 속의 전자는 더 큰 전기성을 가진 원자에 "귀향"된다. CO2 분자의 산화 상태 보기는 다음과 같다.

Co2-2.png

산화 상태는 결합의 이온성을 지나치게 강조한다; 탄소와 산소의 전기적 성질의 차이는 결합을 자연에서 이온성으로 간주하기에 불충분하다.

실제로 분자 내 전자의 분포는 이 두 극단의 어딘가에 놓여 있다. 분자에 대한 단순한 루이스 구조관의 불충분한 점은 슬레이터, 폴링, 외 연구원의 보다 일반적으로 적용가능하고 정확한 발란스 결합 이론의 발달로 이어졌고, 따라서 멀리켄과 헌트가 개발한 분자 궤도 이론도 발전하게 되었다.

참고 항목

참조

  1. ^ a b Hardinger, Steve. "Formal Charges" (PDF). University of California, Los Angeles. Retrieved 11 March 2016.
  2. ^ a b c d "Formal Charge". Royal Society of Chemistry. Retrieved 10 December 2021.
  3. ^ "Chapter 48, Organometallic Chemistry". Organic chemistry. Clayden, Jonathan. Oxford: Oxford University Press. 2001. pp. 1311-1314. ISBN 0198503474. OCLC 43338068.{{cite book}}: CS1 maint : 기타(링크)