Formálny náboj

Formálny náboj je náboj na atóme v molekule za predpokladu, že všetky elektróny v chemických väzbách sú zdieľané atómami v rovnakej miere bez ohľadu na relatívnu elektronegativitu. Pri určovaní najlepšej Lewisovej štruktúry (alebo hlavnej rezonančnej štruktúry) danej molekuly sa vyberie tá štruktúra, u ktorej je formálny náboj každého atómu tak blízko nule, ako je možné.

Formálny náboj akéhokoľvek atómu v molekule sa dá vypočítať nasledovne:

 

kde V je počet valenčných elektrónov neutrálneho izolovaného atómu (v základnom stave); N je počet neväzbových valenčných elektrónov daného atómu; a B je celkový počet elektrónov zdieľaných vo väzbách s inými atómami.

Dohody v používaní 
Podľa dohody je v organickej chémii formálny náboj nedeliteľnou súčasťou správne nakreslenej Lewisovej-Kekulého štruktúry. Štruktúry, ktoré nenaznačujú nenulový formálny náboj sú považované za nesprávne alebo nekompletné. Anorganická chémia túto dohodu nedodržiava a formálny náboj sa zakresľuje blízko atómu, na ktorom sa tento náboj nachádza. Niekedy sa tento náboj zakresľuje do kruhu pre jeho znázornenie.

V chémii organokovových zlúčenín a koordinačnej chémii sa formálny náboj vynecháva, ak nie je vyžadovaný pre dôraz alebo nejaký iný dôvod. Namiesto toho sa používa znak ⌝ v pravom hornom rohu vedľa kovalentne viazanej molekuly a za ním sa zapisuje celkový náboj.

Rozdiel v týchto zápisoch vychádza z relatívne jasného určenia rádu väzby, počtu valenčných elektrónov a teda formálneho náboja len pre zlúčeniny obsahujúce prvky hlavných skupín (aj keď oligomérne zlúčeniny, ako sú organolítne reagenty alebo enoláty, sa typicky ukazujú v zjednodušenej idealizovanej podobe), zatiaľ čo pri molekulách a komplexoch s prechodnými kovmi existujú skutočné nejasnosti a nezhody s týmto určením náboja.

Príklady 

 Príklad: CO2 je neutrálna molekula s celkovým počtom 16 valenčných elektónov. Existujú tri spôsoby, ako to zapísať do Lewisovej štruktúry:
 Uhlík s obyčajnou väzbou na oba kyslíkové atómy (uhlík = +2, kyslíky = -1 každý, celkový formálny náboj = 0)
 Uhlík s obyčajnou väzbou na jeden kyslík a dvojitou väzbou na druhý kyslík (uhlík = +1, kyslík s dvojitou väzbou = 0, kyslík s obyčajnou väzbou = -1, celkový formálny náboj = 0)
 Uhlík viazaný dvojitou väzbou na oba kyslíky (uhlík = 0, kyslíky = 0, celkový formálny náboj = 0)

Aj keď všetky tri štruktúry dávajú celkový formálny náboj rovný nule, posledná štruktúra je najvhodnejšia, pretože na žiadnom atóme nie je náboj.

Obrázková metóda 
Nasledujúci postup je ekvivalentný:

 Nakreslíme si kruh okolo atómu, u ktorého chceme vedieť formálny náboj (napríklad v oxide uhličitom dole)

 

 Spočítame elektróny v „kruhu“ tohto atómu. Keďže kruh pretne kovalentnú väzbu „na polovicu“, každá kovalentná väzba sa počíta za jeden elektrón namiesto dvoch.
 Odčítame počet elektrónov v kruhu od počtu valenčných elektrónov daného atómu (u prvkov hlavných skupín sa rovná číslu skupiny, značených rímskymi číslicami podľa staršieho číslovania, nie aktuálne IUPAC 1-18 číslovania): 6 elektrónov v kruhu - 6 valenčných elektrónov = formálny náboj 0 na kyslíku.

 

 Formálny náboj i pre ostatné atómy v Lewisovej štruktúre oxidu uhličitého sú uvedené v obrázku nižšie

 

Je dôležité mať na pamäti, že formálny náboj je skutočne len formálny - jedná sa totiž o isté zjednodušenie. Formálny náboj je vhodný na sledovanie valenčných elektrónov, ktoré sa nachádzajú v atómoch a podieľajú sa na tvorbe molekúl.

Formálny náboj v porovnaní s oxidačnými stavmi 
Formálny náboj je nástroj na určenie rozloženia elektrického náboja v molekule. Koncept oxidačných stavov je konkurujúcou metódou na určenie rozloženia elektrónov v molekule. Pri porovnaní formálneho náboja a oxidačných stavov atómov v oxide uhličitom dostaneme tieto hodnoty:

 

Rozdiel v týchto hodnotách poukazuje na to, že každá táto metóda využíva rôzne spôsoby hodnotenia rozloženia elektrónov medzi atómami v molekule. Pri formálnom náboji sú elektróny v kovalentných väzbách pokladané za rozdelené ekvivalentne medzi atómy danej väzby (preto sa v pri výpočte vyššie delí dvoma). Detail tohto pohľadu je znázornený nižšie:

 

Dochádza tu však k nadhodnoteniu zdieľania elektrónov medzi atómami, pretože v skutočnosti je elektrónová hustota na kyslíku vyššie kvôli jeho vyššej elektronegativite oproti uhlíkovému atómu. Toto je možné vizualizovať pomocou mapy elektrostatického potenciálu. 

Naproti tomu pri určovaní oxidačného stavu sú elektróny „priradené“ atómu s vyššou elektronegativitou. Detail tohto pohľadu pre CO2 je znázornený nižšie: 

 

Oxidačné stavy nadhodnocujú iónovú povahu väzby: rozdiel v elektronegativite medzi kyslíkom a uhlíkom je nedostatočný na to, aby sa dala väzba považovať za iónovú. 

V skutočnosti je rozloženie elektrónov v molekule niekde medzi týmito dvoma extrémami. Nedostatočnosť jednoduchého pohľadu, ktorý poskytuje Lewistova štruktúra, viedol k rozvoju viac všeobecnej a presnejšej teórie valenčných väzieb, ktorú rozvinuli Slater, Pauling a ďalší, čo následne viedlo k teórii molekulových orbitálov, ktorú rozvinuli Mulliken a Hund.

Referencie

Pozri aj 
 Oxidačný stav
 Koordinačná väzba

Zdroj 

Chemická väzba