La charge formelle est un outil permettant d’estimer la répartition de la charge électrique au sein d’une molécule. Le concept d’états d’oxydation constitue une méthode concurrente pour évaluer la distribution des électrons dans les molécules. Si l’on compare les charges formelles et les états d’oxydation des atomes du dioxyde de carbone, on arrive aux valeurs suivantes :
La raison de la différence entre ces valeurs est que les charges formelles et les états d’oxydation représentent des manières fondamentalement différentes d’envisager la distribution des électrons parmi les atomes de la molécule. Avec la charge formelle, on suppose que les électrons de chaque liaison covalente sont répartis de manière exactement égale entre les deux atomes de la liaison (d’où la division par deux dans la méthode décrite ci-dessus). La vue de la charge formelle de la molécule de CO2 est essentiellement représentée ci-dessous :
L’aspect covalent (partage) de la liaison est exagérément mis en avant dans l’utilisation des charges formelles car, en réalité, il existe une densité électronique plus élevée autour des atomes d’oxygène en raison de leur électronégativité supérieure par rapport à l’atome de carbone. Cela peut être visualisé le plus efficacement dans une carte de potentiel électrostatique.
Avec le formalisme de l’état d’oxydation, les électrons des liaisons sont » attribués » à l’atome ayant la plus grande électronégativité. La vue de l’état d’oxydation de la molécule de CO2 est présentée ci-dessous :
Les états d’oxydation mettent trop l’accent sur la nature ionique de la liaison ; la différence d’électronégativité entre le carbone et l’oxygène est insuffisante pour considérer les liaisons comme étant de nature ionique.
En réalité, la distribution des électrons dans la molécule se situe quelque part entre ces deux extrêmes. L’inadéquation de la vision simple de la structure de Lewis des molécules a conduit à l’élaboration de la théorie de la liaison de valence de Slater, Pauling et al, plus généralement applicable et plus précise, et désormais de la théorie des orbitales moléculaires développée par Mulliken et Hund.
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