Jai trouvé un site avec cette formule si vous voulez,
Frais formels = [Nombre délectrons de valence sur latome] – [électrons non liés + nombre de liaisons]
Je ne pense pas que je lutilise correctement dans trouver les charges formelles de chaque atome dans $ \ ce {SO_4 ^ {2 -}} $. $ \ ce {S} = 2 $, $ \ ce {O} = – 1 $ et lautre $ \ ce {O} = 0 $ et si vous les additionnez, je ne reçois pas la charge globale de -2.
Comment calculez-vous les frais formels?
Réponse
Votre formule est correcte. Si $ V $ est le nombre délectrons de valence attribués à lorigine à un atome, $ N $ est le nombre délectrons non liés, et $ B $ est le nombre de liaisons ($ \ frac {1} {2} $ du nombre de liant les électrons pour être plus précis), alors la charge formelle $ FC $ est:
$$ FC = V – (B + N) $$
Lion sulfate a deux structures valides que vous pourriez dessiner, un avec du soufre ayant une charge formelle de zéro et un avec du soufre ayant une charge formelle de +2. Les structures ci-dessous (de la page Wikipedia , publiée dans le domaine public) suivent la convention ennuyeuse mais permise de remplacer les paires isolées par des barres.
Si la structure de gauche (# 1) est correcte, alors latome de soufre ($ V = 6 $) en a six obligations ($ B = 6 $) et aucune paire isolée ($ N = 0 $). Deux atomes doxygène (V = 6) ont deux liaisons ($ B = 2 $) et deux paires isolées ($ N = 4 $), tandis que les deux autres atomes doxygène ont une liaison ($ B = 1 $) et trois paires isolées ($ N = 6 $). Latome de soufre et deux atomes doxygène ont $ FC = 0 $ et les deux atomes doxygène restants ont $ FC = -1 $ pour une charge globale sur lion de $ -2 $.
$$ FC_ { \ ce {S}} = 6- (6 + 0) = 0 $$ $$ FC _ {\ ce {O_ {1,2}}} = 6- (2 + 4) = 0 $$ $$ FC _ {\ ce {O_ {3,4}}} = 6- (1 + 6) = – 1 $$
Si la structure de droite (# 2) est correcte, alors latome de soufre ($ V = 6 $) a quatre obligations ($ B = 4 $) et aucune paire isolée ($ N = 0 $). Les quatre atomes doxygène (V = 6) ont une liaison ($ B = 1 $) et trois paires isolées ($ N = 6 $). Latome de soufre a $ FC = + 2 $ et les atomes doxygène ont $ FC = -1 $ pour une charge globale sur lion de $ -2 $. $$ FC _ {\ ce {S}} = 6- (4 + 0) = + 2 $$ $$ FC _ {\ ce {O}} = 6- (1 + 6) = – 1 $$
Mais attendez! Une question plus fondamentale pourrait être « Comment lion sulfate peut-il avoir deux structures très différentes qui placent des charges formelles différentes sur les atomes de soufre et doxygène? »
La charge formelle est un bon mécanisme de comptabilité, mais na aucune relation expérimentalement valable avec la charge réelle dun atome dans la plupart des molécules ou ions. La charge formelle négale que la charge réelle sur les espèces monoatomiques. La charge formelle entre dans la catégorie des modèles que nous utilisons en chimie qui sont 1) utiles, 2) produisent la bonne réponse lorsquils sont utilisés correctement et 3) complètement faux. Dautres modèles de cette catégorie incluent lindice doxydation, le VSEPR, la résonance et lélectronégativité. Les preuves expérimentales suggèrent que la structure réelle du sulfate combine les caractéristiques de la structure n ° 1 et de la structure n ° 2, mais il serait difficile de dessiner en utilisant les formalismes que nous avons adoptés:
- Les quatre $ \ ce { SO} $ obligations ont la même longueur (# 2).
- La longueur des $ \ ce {SO} $ bonds est plus courte quune liaison simple $ \ ce {SO} $ normale et plus longue quun normal $ \ ce {SO} $ double (# 1).
- Latome de soufre a une charge positive partielle (# 2) (notez que les charges partielles, contrairement aux charges formelles, ont une base expérimentale).
- Les quatre atomes doxygène ont des charges négatives partielles équivalentes (# 2).
- Les charges négatives partielles sur les atomes doxygène ajoutent à plus de $ -2 $ mais pas nimporte où près de $ -4 $ (# 1).
Réponse
La réponse de Ben Norris est excellente. Je « vais collaborer avec un procédure plus visuelle, donc cela peut fournir un point de vue différent.
De la façon dont je lai appris, les nombres doxydation peuvent être déterminés en déterminant w ici, les électrons de liaison supposeraient que les liaisons sont 100% ioniques, tandis que les charges formelles peuvent être déterminées en déterminant où se trouveraient les électrons si la liaison était à 100% covalente.
Au lieu dappliquer une équation directement, dessinez la structure de Lewis du composé. Maintenant, coupez toutes les liaisons covalentes de manière homolytique, cest-à-dire en répartissant uniformément les deux électrons entre les atomes de liaison. Maintenant, comptez le nombre délectrons attachés à chaque atome et soustrayez le nombre délectrons de valence de latome libre. Le nombre que vous obtenez sera un « excès délectrons », qui est lopposé de la charge formelle, alors multipliez simplement par -1. Voici votre exemple élaboré.
