П. 3.3. Определение формального заряда атома в соединении или ионе.

Умение приписывать атому в соединении или ионе целочисленный формальный заряд весьма важно, поскольку метильный катион можно обозначить лишь как ⁺СН₃ (или СН₃⁺), запись СН₃ не может использоваться для обозначения метильного катиона, поскольку СН₃ – это электронейтральная частица, образованная из электронейтрального атома углерода и трех электронейтральных атомов водорода, то есть СН₃ – это метильный радикал.

ЗАПОМНИТЕ!!!

Неправильное указание формального заряда считается грубой ошибкой. Обычно при этом, в написанном уравнении не выполняется закон сохранения заряда, что тоже является грубейшей ошибкой.

Существует несколько способов определения формального заряда. Так, выше было пояснено, что метильный анион Н₃С^- получается из трех атомов водорода и аниона С^-, и именно поэтому атом углерода в метильном анионе имеет формальный заряд –1, что отражает электронное состояние атома углерода (количество электронов и атомов вокруг него).

Приведем еще один способ определения формального заряда атома. Рассмотрим, к примеру, процесс гетеролитического разрыва свзия С-Н в метане (см. схему) и поясним, что при этом действительно образуется метильный анион и протон.

В процессе разрыва связи получается «атом водорода без электронов», то есть Н⁺. Уже из этого следует, что вторая из частиц, получающаяся в этом процессе имеет заряд ‑1, поскольку должен выполняться закон сохранения заряда (ВСЕГДА!!!): в левой части стоит электронейтральная молекула метана, следовательно и в правой части реакции суммарный заряд всех частиц должен быть равен нулю (‑1 +1 = 0). То есть и так ясно, что получается отрицательно заряженная частица СН₃^-. Однако какому конкретно атому (водорода или углерода) следует приписать формальный заряд –1?

Рассмотрим электронное состояние атома углерода (см. схему ниже). Он окружен четырьмя парами электронов: одна из них является неподеленной электронной парой (и принадлежит только углероду), а три другие пары электронов являются связывающими, поскольку они связывают атом углерода с тремя атомами водорода. Два электрона связи С:Н принадлежат как атому углерода, так и атому водорода. Для определения формального заряда углерода поступим следующим образом. Будем считать, что один из электронов связывающей пары электронов С:Н принадлежит углероду, а второй – принадлежит водороду. Углерод в образующейся частице образует три связи С:Н, на которых находится шесть электронов, из этих шести электронов атому углероду принадлежит всего три. На атоме углерода есть еще неподеленная электронная пара, то есть два электрона, полностью принадлежащие углероду. Итого, углероду в полученной частице всего принадлежит 3+2=5 электронов. Напомню, что углерод стоит в четвертой группе, то есть обладает четырьмя валентными электронами. А в полученной частице углерод имеет пять, а не четыре, электрона, то есть один электрон – лишний, а поскольку электрон имеет заряд –1, то атому углерода в полученной частице следует приписать формальный заряд –1.

Аналогичным образом в данном процессе получается «атом водорода без электронов», тогда как у реального атома водорода один валентный электрон. Одного электрона не хватает, то есть получается частица Н⁺.

Аналогичным образом рассмотрим процесс гетеролитического разрыва связи С-Н, приведенный ниже. Углерод в полученной частице окружен шестью электронами, но самому углероду из них принадлежит лишь три. Электронейтральный атом углерода имеет четыре электрона, то есть в данном случае одного электрона не хватает и атому углерода в полученной частице следует приписать формальный заряд +1.

Рассмотрим еще несколько примеров. Вы, вероятно, знаете, что протон Н⁺ в воде гидратирован и существует в виде иона гидроксония Н₃О⁺. Схема образования молекулы воды из атома кислорода и двух атомов водорода и последующего образования иона гидроксония из молекулы воды и протона изображена ниже.

Напомним, что протон образует ковалентную связь с атомом кислорода молекулы воды по так называемому донорно-акцепторному механизму, когда один атом (донор, он же нуклеофил) предоставляет неподеленную электронную пару, а второй (акцептор, он же электрофил) – пустую орбиталь. В данном случае кислород является донором электронной пары, а протон, обладающий пустой 1s орбиталью является акцептором этой электронной пары.

Понятно, что частица, образующаяся из протона и молекулы воды имеет заряд +1 (ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ ЗАРЯДА ВЫПОЛНЯЕТСЯ ВСЕГДА!!!). Однако какому атому приписать формальный заряд +1? Посчитаем количество электронов, принадлежащих атому кислорода в ионе гидроксония. Их количество равно 2 (неподеленная электронная пара на кислороде) плюс 3 (три связи О:Н), то есть пять, а электронейтральный атом имеет шесть валентных электронов, а не пять, поскольку кислород стоит в шестой группе. Одного электрона не хватает. При отрыве одного электрона от атома кислорода он приобретает заряд +1. Итого: в ионе гидроксония заряд +1 формально принадлежит атому кислорода, это его формальный заряд, отражающий его валентное состояние.

Аналогичным образом можно прийти к выводу, что в молекуле воды ни атом кислорода, ни атом водорода не имеют формальных зарядов, поскольку атому кислорода в воде принадлежит 6 электронов, а атому водорода – один, что соответствует нейтральным атомам. Можно также проверить, что в ионе гидроксония Н₃О⁺ атомы водорода не имеют формального заряда, поскольку каждому из атомов водорода принадлежит всего один электрон.

К аналогичным выводам можно прийти и другим путем (см. схему ниже). Атом кислорода стоит в шестой группе и имеет электронную конфигурацию …2s²2p⁴, при этом количество неспаренных электронов равно двум. Именно поэтому атом кислорода двухвалентен и образует к примеру две ковалентные связи О:Н с атомами водорода за счет своих неспаренных электронов (см. предыдущую схему).

Мысленно оторвем от атома кислорода один электрон, что приведет к получению частицы О⁺, имеющий пять валентных электронов и электронную конфигурацию …2s²2p³. В катионе О⁺ имеется три неспаренных электрона, то есть ион О⁺ трехвалентен и может образовать три ковалентные связи О:Н по обменному механизму, что приведет к образованию того же самого иона гидроксония Н₃О⁺ с формальным зарядом атома кислорода +1.

ЗАПОМНИТЬ!!!

ТРЕХВАЛЕНТНЫЙ КИСЛОРОД И ЧЕТЫРЕХВАЛЕНТНЫЙ АЗОТ ВСЕГДА ИМЕЮТ ФОРМАЛЬНЫЙ ПОЛОЖИТЕЛЬНЫЙ ЗАРЯД!!! ДВУХВАЛЕНТНЫЙ КИСЛОРОД, ТРЕХВАЛЕНТНЫЙ АЗОТ, ЧЕТЫРЕХВАЛЕНТНЫЙ УГЛЕРОД И ОДНОВАЛЕНТНЫЙ ВОДОРОД, ОДНОВАЛЕНТНЫЕ ФТОР, ХЛОР И БРОМ НЕ ИМЕЮТ ФОРМАЛЬНОГО ЗАРЯДА, ПОСКОЛЬКУ НАХОДЯТСЯ В НАИБОЛЕЕ ХАРАКТЕРНЫХ ДЛЯ НИХ ВАЛЕНТНЫХ СОСТОЯНИЯХ.

Это объясняется тем, что атом кислорода обычно двухвалентен, а азота – трехвалентен, поскольку имеют два и три соответственно неспаренных электрона и используют их для образования ковалентных связей по обменному механизму, то есть по одному неспаренному электрону от каждого из атомов, образующих связь (соединения Н₂О, NН₃). Дополнительную связь эти атомы могут образовать лишь по донорно-акцепторному механизму, например при взаимодействии воды или аммиака с протоном, поскольку как атом кислорода в воде, так и атом азота в аммиаке имеют неподеленную электронную пару. При образовании ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму, атом кислорода или азота отдает не один электрон (как при обменном механизме), а два, то есть отдает один лишний электрон, повышая свой заряд на единицу.

Обратите внимание на следующие примеры и запомните, что трехвалентный кислород и четырехвалентный азот характеризуются формальным зарядом +1.