Charge formelle

Explication de la charge formelle et de ses propriétés

Commençons par définir la charge formelle.

La charge formelle ignore le concept d'électronégativité. Il s'agit de la tendance d'un atome ou d'une molécule à attirer et à partager les électrons de manière inégale. Par exemple, le fluor est très électronégatif, alors que l'hydrogène l'est moins ; les électrons de la liaison H-F tendront donc vers le fluor.

Voici quelques points à retenir au sujet de la charge formelle :

1) Chaque atome peut se voir attribuer une charge formelle.

2) S'il y a des multiples d'un même élément, ils peuvent avoir des charges formelles différentes.

3) La charge formelle dépend de :

-du nombre de liaisons

-Le nombre d'électrons appariés et non appariés

4) Les charges formelles sont attribuées en fonction des structures de Lewis (structure 2D).

Lorsque nous dessinons une structure de Lewis, nous voulons que chaque élément ait 8 électrons de valence au total.

Nous pouvons déplacer les liaisons et les paires solitaires, tant que nous nous assurons que chaque élément a sa coquille de valence remplie. Voici donc le problème : comment savoir combien de liaisons et de paires solitaires nous devrions avoir ? C'est là que la charge formelle entre en jeu.

La charge formelle nous aide à déterminer la structure de Lewis idéale d'une molécule. Idéalement, nous voulons que chaque atome ait une charge formelle de 0. Cela s'explique par le fait qu'une charge neutre a une énergie plus faible, c'est donc l'état le plus stable. Voici un exemple. Supposons que tu veuilles dessiner la structure de Lewis du dioxyde de carbone, tu dessineras les deux structures possibles comme indiqué ci-dessous :

Fig.1 - Structures de Lewis possibles pour le_CO2

Avant de parler de la charge formelle, faisons un bref rappel sur les structures de Lewis.

Les lignes tracées entre les éléments représentent une liaison, qui contient deux électrons chacune. Dans l'exemple 1, tu verras que la liaison C=O est une liaison double, c'est-à-dire qu'elle contient 4 électrons.

Les "points" près de nos atomes représentent des paires solitaires.

Comme je l'ai mentionné précédemment, nous pouvons modifier le nombre de liaisons et de paires solitaires pour que chaque élément ait un octet complet. Pour déterminer ce nombre, il faut d'abord trouver la charge formelle.

Revenons à notre exemple. Examinons la charge formelle : 1) Carbone : 0 Oxygène : 0 2) Carbone : 0 Oxygène (simple) : -1 Oxygène (triple) : +1

Même si les deux ont une charge formelle nette de 0, la première structure est la meilleure option car elle minimise la charge formelle pour chaque atome.Dans la section "Calcul de la charge formelle", nous verrons comment j'ai obtenu ces charges formelles.

Formule et équation de la charge formelle

Maintenant que nous savons ce qu'est une charge formelle, apprenons à la calculer. Voici la formule générale :

$$FC=(\text{nombre d'électrons de valence})-(\text{nombre d'électrons solitaires})-(\text{nombre de liaisons})$$$.

Nous pouvons consulter la structure de Lewis pour déterminer le nombre de liaisons/électrons de paires solitaires, mais pour calculer le nombre d'électrons de valence, nous devons consulter le tableau périodique.

Fig.2 - Le tableau périodique

Pour les métaux qui ne sont pas des métaux de transition, tu comptes de gauche à droite, en sautant les métaux de transition. Par exemple, le fluor est 7 en travers, il a donc 7 électrons de valence. La principale exception à cette règle est l'hélium (He), qui possède 2 électrons de valence.Pour les métaux de transition, tu comptes également de gauche à droite. Par exemple, le vanadium (V) a un diamètre de 5, ce qui signifie qu'il a 5 électrons de valence.

Calculer la charge formelle

Reprenons l'exemple précédent pour apprendre comment nous avons obtenu ces charges formelles :

Essayons de résoudre un autre problème :

Ajout de charges formelles aux formes de résonance

Lorsque nous dessinons des structures de Lewis, nous rencontrons parfois des structures de résonance .

Lorsque les structures de résonance ont des charges formelles différentes, nous pouvons utiliser ladite FC pour déterminer la "meilleure" structure. Lorsque nous avons étudié le_CO2 (figure 3), nous avons examiné ses différentes formes de résonance, qui avaient des charges formelles différentes. La structure "correcte" est une moyenne des trois formes possibles (la troisième forme est simplement la triple liaison qui se trouve sur l'oxygène opposé, elle est donc essentiellement la même que la deuxième).

Lorsque nous examinons les structures de résonance avec la même charge formelle, aucune des options n'est la "meilleure". À titre d'exemple, voici les trois formes de résonance de ^CO32-

Fig.5 - Formes de résonance de l'ion carbonate

Comme la liaison est fondamentalement la même, la charge formelle l'est aussi. La "vraie" forme de carbonate est une moyenne des trois formes, où il y a une liaison de 1 1/3 entre chaque oxygène et chaque carbone.

Importance de la charge formelle

La charge formelle est importante pour plusieurs raisons. Comme nous l'avons vu précédemment, elle permet de déterminer la meilleure structure de Lewis pour les formes résonantes et non résonantes.

Une autre raison pour laquelle elle est importante est la réactivité. En calculant la charge formelle, nous pouvons déterminer où se trouvent les charges (s'il y en a) dans la molécule. Cela nous aide à comprendre/prédire le type de réactivité de la molécule. Par exemple, l'oxygène de droite dans la structure (correcte) du _NO2 (voir figure 4) a une charge de -1, il peut donc attirer des atomes/molécules chargés positivement et/ou donner des électrons. Sans savoir où se trouve la charge, nous ne pouvons pas comprendre pleinement la réactivité d'une molécule.