Формален заряд | Структура и свойства на молекулни и йонни съединения | Химия за напреднали | Кан Академия

В това видео

ще се запознаем с идеята за формален заряд

и, както ще видим, това е инструмент, който можем да използваме

като химици, за да анализираме молекули.

Това не е зарядът на молекулата като цяло,

а е число, което можем да изчислим

за всеки от отделните атоми в една молекула

и, както ще видим в бъдещи видеа,

това ще ни помогне да мислим кои резонансни струкури,

кои конфигурации на една молекула допринасят най-много

за един резонансен хибрид.

Преди да навлезем в това,

нека си дадем определение за формален заряд,

а после, като практика, ще изчислим

формалния заряд на различни атоми

във всяка от тези резонансни структури за азотната киселина.

И двете са правилни Люисови диаграми.

И двете са правилни резонансни структури

за азотната киселина, но ще помислим

коя допринася повече за резонансния хибрид

въз основа на формалния заряд.

Определението за формален заряд –

и ще направим това за всеки атом в молекулата ни,

за всеки атом ще изчислим броя

валентни електрони

в свободен неутрален

атом,

свободен атом.

От това ще извадим броя

поставени валентни електрони

към свързан...

към свързан атом.

И следващият въпрос е

какво означава да са поставени.

Ще разградя това определение.

Ако искаме да помислим за валентните електрони,

които са поставени към свързан атом,

това ще е броят свободни двойки електрони,

броят свободни двойки електрони

плюс една втора от броя споделени електрони.

Да опитаме да разберем това,

като приложим определението на формален заряд

към съставните части на азотна киселина.

Да започнем с този водороден атом.

Какъв е броят валентни електрони

в свободен неутрален атом водород?

Виждали сме това множество пъти,

можеш да погледнеш това на периодичната таблица на елементите,

свободен неутрален водород има един валентен електрон.

Колко валентни електрона

се намират в свързан атом?

Един начин да помислим за това е

да начертаем кръг около този атом в молекулата

и искаш да уловиш всички свободни двойки,

и искаш да уловиш... можеш да мислиш за това

като половината връзка, можеш да кажеш, че всяка връзка

ще е един електрон,

понеже това е половината от споделените електрони,

всяка връзка е два споделени електрона,

но ще кажеш, че са половината от тях,

а после нямаш свободни двойки тук,

така че броят валентни електрони, намиращи се към свързан атом,

в случая на водорода, е един.

И за този водороден атом си имаме работа

с формален заряд от нула.

Ами този кислороден атом тук?

Правим същото упражнение.

Предпочитам да чертая малък кръг около него.

И броят валентни електрони

в свободен, неутрален кислороден атом, виждали сме това множество пъти,

е шест, а после от това

ще извадим броя валентни електрони,

поставени към свързания атом.

Свързаният атом има две свободни двойки електрони

и после получава половината от споделените електрони,

половината от споделените електрони ще са един от тази връзка,

един от тази връзка и един от тази връзка.

Събираш ги, два, три, четири, пет.

Шест минус пет е раво на +1

и формалният заряд на този кислороден атом

в тази конфигурация на азотната киселина, е +1.

Ами азотът?

Правим подобно упражнение тук.

Свободен неутрален азотен атом има пет валентни електрона,

виждали сме това множество пъти,

можеш да погледнеш това от периодичната таблица на елементите,

а после от това ще извадим

броя валентни електрони,

поставени към свързания азот,

виждаме един, два, три,

а после още два електрона в свободна двойка, това е пет,

така че имаш формален заряд от нула тук.

И после да разгледаме последния кислороден атом.

Този последен кислороден атом, свободен неутрален кислороден атом

има шест валентни електрона,

от това ще извадим броя

валентни електрони, поставени към свързания атом.

Два, четири, шест свободни двойки електрони,

плюс половината от тази връзка, това са седем

поставени валентни електрони.

Шест минус седем е равно на -1.

Така че този кислороден атом има формален заряд от -1.

И искам да ти припомня,

че не говорим за заряда на цялата молекула.

Формалният заряд е математически инструмент,

който използваме, за да анализираме тази конфигурация.

Но един начин, по който можеш да концептуалицираш това е,

че в тази конфигурация кислородът, средно,

има един допълнителен електрон около себе си,

един допълнителен валентен електрон около себе си,

спрямо свободен неутрален кислороден атом.

Този кислороден атом има един валентен електрон по-малко около себе си,

отколкото неутрален свободен кислороден атом.

Сега нека разгледаме тази конфигурация тук долу.

Този водороден атом е идентичен на този водороден атом,

няма свободна двойка електрони

и има само една ковалентна връзка с кислороден атом.

Правим същия анализ,

за да получим, че формалният заряд е нула.

Но сега нека помислим за този кислороден атом тук.

Свободен неутрален кислороден атом има шест валентни електрона.

Броят валентни електрони, поставени към този,

е два, четири, пет, шест.

Шест минус шест е нула, няма формален заряд.

И преминаваме към този азотен атом.

Свободен азотен атом има пет валентни електрона,

а този азотен атом има два, три, четири,

пет валентни електрона към себе си,

тоест минус пет, това е формален заряд от нула.

И после, последно, но не и по важност, този кислороден атом тук.

Свободен неутрален кислороден атом има шест валентни електрона.

Този има два, четири, пет, шест валентни електрона,

поставени към свързания атом,

тоест минус шест е равно на нула.

И в първата конфигурация,

или в първата резонансна структура,

виждаме, че азотната киселина има формален заряд.

Има +1 на този кислороден атом

и -1 на този кислороден атом,

докато този тук долу няма формален заряд,

всичко имаше формален заряд от нула

и, както ще видим в бъдещи видеа,

колкото по-близо са формалните заряди на отделния атом до нула,

толкова по-веротяно е тази структура,

тази резонансна структура,

да допринесе повече за резонансния хибрид,

но ще говорим повече за това в бъдещи видеа.

Цялата идея на това видео

е да се запознаем с изчисляването на формалния заряд

за отделните атоми в една молекула.