التهمة الرسمية

في الكيمياء ، تُعرف الشحنة الرسمية ( FC أو q* )، في سياق الروابط التساهمية ، بأنها الشحنة الافتراضية المنسوبة إلى ذرة في جزيء ، بافتراض أن الإلكترونات في جميع الروابط الكيميائية تُشارك بالتساوي بين الذرات، بغض النظر عن السالبية الكهربية النسبية . ^{[ 1 ] [ 2 ]} ببساطة، الشحنة الرسمية هي الفرق بين عدد إلكترونات التكافؤ لذرة في حالتها الحرة المتعادلة وعددها في بنية لويس . عند تحديد أفضل بنية لويس (أو بنية الرنين السائدة ) لجزيء، تُختار البنية بحيث تكون الشحنة الرسمية على كل ذرة أقرب ما يمكن إلى الصفر. ^{[ 2 ]}

يمكن حساب الشحنة الرسمية لأي ذرة في الجزيء باستخدام المعادلة التالية: $${\displaystyle q^{*}=VL-{\frac {B}{2}}}$$

حيث V هو عدد إلكترونات التكافؤ للذرة المتعادلة في حالتها الأرضية (معزولة)؛ وL هو عدد إلكترونات التكافؤ غير الرابطة المنسوبة لهذه الذرة في بنية لويس للجزيء؛ و B هو العدد الإجمالي للإلكترونات المشتركة في الروابط مع الذرات الأخرى في الجزيء. ^{[ 2 ]} ويمكن إيجاده بصريًا كما هو موضح أدناه.

تُحدد كل من الشحنة الرسمية وحالة الأكسدة رقمًا لكل ذرة فردية داخل المركب؛ ويتم مقارنتهما ومقارنتهما في قسم أدناه.

• مثال: ثاني أكسيد الكربون (CO₂ ₎ جزيء متعادل يحتوي على 16 إلكترون تكافؤ . توجد طرق مختلفة لرسم بنية لويس.
  • يرتبط الكربون برابطة أحادية مع ذرتي الأكسجين (الكربون = +2، الأكسجين = -1 لكل منهما، إجمالي الشحنة الرسمية = 0)
  • يرتبط الكربون برابطة أحادية مع ذرة أكسجين واحدة وبرابطة ثنائية مع ذرة أكسجين أخرى (الكربون = +1، الأكسجين _ثنائي = 0، الأكسجين _أحادي = −1، إجمالي الشحنة الرسمية = 0)
  • يرتبط الكربون برابطة ثنائية مع ذرتي الأكسجين (الكربون = 0، الأكسجين = 0، إجمالي الشحنة الرسمية = 0)

على الرغم من أن جميع الهياكل الثلاثة أعطتنا شحنة إجمالية تساوي صفرًا، إلا أن الهيكل النهائي هو الأفضل لأنه لا توجد شحنات في الجزيء على الإطلاق.

في الكيمياء العضوية ، تُعدّ الشحنات الرسمية سمة أساسية لبنية لويس-كيكولي المرسومة بشكل صحيح ، وتُعتبر البنية التي تُغفل الشحنات الرسمية غير الصفرية غير صحيحة، أو على الأقل غير مكتملة. تُرسَم الشحنات الرسمية بالقرب من الذرة التي تحمل الشحنة، وقد تُحاط بدائرة أو لا تُحاط بها للتوضيح.

على النقيض من ذلك، لا يُتبع هذا العرف في الكيمياء غير العضوية . إذ يتجاهل العديد من الباحثين في الكيمياء العضوية الفلزية ، ومعظم الباحثين في كيمياء التناسق، الشحنات الرسمية، إلا إذا كانت ضرورية للتأكيد أو لتوضيح نقطة معينة. ^{[ 3 ]} وبدلاً من ذلك، يُرسم رمز ⌝ في الزاوية العلوية اليمنى بعد الكيان المشحون المرتبط تساهميًا، ثم تُكتب الشحنة الكلية مباشرةً بعده .

يتم أحيانًا استبدال الزاوية العلوية اليمنى ⌝ بأقواس مربعة تحيط بالأنواع المشحونة بالكامل، مع كتابة الشحنة الكلية مرة أخرى في الزاوية العلوية اليمنى، خارج الأقواس مباشرة.

ينبع هذا الاختلاف في الممارسة من التحديد المباشر نسبياً لرتبة الرابطة، وعدد إلكترونات التكافؤ، وبالتالي الشحنة الرسمية للمركبات التي تحتوي فقط على عناصر المجموعة الرئيسية (على الرغم من أن المركبات قليلة الوحدات مثل كواشف الليثيوم العضوية والإينولات تميل إلى أن يتم تصويرها بطريقة مبسطة ومثالية للغاية)، ولكن المعادن الانتقالية لديها عدد غير واضح من إلكترونات التكافؤ ، لذلك لا توجد طريقة واضحة لتحديد الشحنات الرسمية.

الشحنة الرسمية أداة لتقدير توزيع الشحنة الكهربائية داخل الجزيء. ^{[ 1 ] [ 2 ]} ويُعدّ مفهوم حالات الأكسدة طريقة منافسة لتقييم توزيع الإلكترونات في الجزيئات. عند مقارنة الشحنات الرسمية وحالات الأكسدة لذرات ثاني أكسيد الكربون ، نحصل على القيم التالية:

يكمن سبب الاختلاف بين هاتين القيمتين في أن الشحنات الرسمية وحالات الأكسدة تمثلان طريقتين مختلفتين تمامًا للنظر إلى توزيع الإلكترونات بين ذرات الجزيء. ففي حالة الشحنة الرسمية، يُفترض أن الإلكترونات في كل رابطة تساهمية موزعة بالتساوي بين الذرتين المكونتين للرابطة (ومن هنا جاء القسمة على اثنين في الطريقة المذكورة أعلاه). ويُوضح الشكل أدناه تمثيل الشحنة الرسمية لجزيء _{ثاني أكسيد الكربون:}

يُبالغ في التركيز على الجانب التساهمي (المشاركة) للرابطة عند استخدام الشحنات الرسمية، إذ في الواقع توجد كثافة إلكترونية أعلى حول ذرات الأكسجين نظرًا لارتفاع كهرسلبيتها مقارنةً بذرة الكربون. ويمكن توضيح ذلك بشكل أفضل في خريطة الجهد الكهروستاتيكي.

باستخدام صيغة حالة الأكسدة، تُمنح الإلكترونات في الروابط للذرة ذات الكهرسلبية الأعلى. يوضح الشكل أدناه حالة الأكسدة لجزيء ثاني أكسيد الكربون (CO₂ _{) :}

تؤكد حالات الأكسدة بشكل مفرط على الطبيعة الأيونية للرابطة؛ إن الفرق في السالبية الكهربية بين الكربون والأكسجين غير كافٍ لاعتبار الروابط أيونية بطبيعتها.

في الواقع، يقع توزيع الإلكترونات في الجزيء في مكان ما بين هذين النقيضين. وقد أدى قصور النظرة البسيطة لبنية لويس للجزيئات إلى تطوير نظرية رابطة التكافؤ الأكثر عمومية ودقة التي وضعها سلاتر وباولينغ وآخرون ، ومن ثم نظرية المدارات الجزيئية التي طورها موليكن وهوند .

• حالة الأكسدة
• التكافؤ (الكيمياء)
• رقم التنسيق