Entonces, ¿cómo sabemos si un átomo es neutro dentro de una molécula? Utilizamos un concepto llamado carga formal. En este artículo aprenderemos todo sobre la carga formal: qué es, cómo calcularla y por qué es importante.
- Este artículo trata el tema de la carga formal
- En primer lugar, definiremos qué es la carga formal
- A continuación, aprenderemos a calcular la carga formal y resolveremos algunos problemas prácticos.
- A continuación, conoceremos las formas de resonancia y su relación con la carga formal.
- Por último, recordaremos por qué es tan importante la carga formal
Explicación de la carga formal y sus propiedades
Empecemos por definir la carga formal.
Carga formal(CF) es la carga asignada a un átomo de una molécula cuando suponemos que los electrones de todos los enlaces se reparten por igual entre los átomos.
La carga formal ignora el concepto de electronegatividad. Que es la tendencia de un átomo/molécula a atraer y compartir electrones de forma desigual. Por ejemplo, el flúor es muy electronegativo, mientras que el hidrógeno lo es menos, por lo que los electrones del enlace H-F tenderán hacia el flúor.
Aquí tienes algunas cosas que debes recordar sobre la carga formal:
1) A cada átomo se le puede asignar una carga formal
2) Si hay múltiplos de un mismo elemento, pueden tener cargas formales diferentes
3) La carga formal depende de:
-El número de enlaces
-El número de electrones apareados y no apareados
4) Las cargas formales se asignan en función de las estructuras de Lewis (estructura 2D)
Cuando dibujamos una estructura de Lewis, queremos que cada elemento tenga 8 electrones de valencia en total .
Los electrones de valencia son los electrones que existen en el nivel de energía/cáscara más alto. Son los electrones que participan en el enlace. Los átomos quieren 8 electrones de valencia totales (excepto el H y el He, que quieren 2), porque entonces tendrían una envoltura llena y energía neutra/baja.
Podemos desplazar los enlaces y los pares solitarios, siempre que nos aseguremos de que cada elemento tiene su capa de valencia llena. Así que aquí está el problema, ¿cómo sabemos cuántos enlaces/pares solitarios debemos tener? Aquí es donde entra en juego la carga formal.
La carga formal nos ayuda a determinar la estructura ideal Lewis de una molécula. Lo ideal es que todos los átomos tengan una CF de 0. Esto se debe a que tener una carga neutra tiene menor energía, por lo que es el estado más estable. He aquí un ejemplo. Supongamos que quieres dibujar la estructura de Lewis del dióxido de carbono, así que dibuja las dos estructuras posibles como se muestra a continuación:
Fig.1-Posibles estructuras de Lewis para elCO2
Antes de hablar de la carga formal, hagamos un breve repaso de las estructuras de Lewis.
Las líneas trazadas entre los elementos representan un enlace, que contiene dos electrones cada uno. En el ejemplo 1, verás que el enlace C=O es un enlace doble, lo que significa que contiene 4 electrones.
Los "puntos" cerca de nuestros átomos representan pares solitarios .
Paressolitarios son un conjunto de electrones de valencia que no participan en el enlace. Por ello, también se denominan electrones no enlazantes.
Como he dicho antes, podemos cambiar el número de enlaces y pares solitarios para que cada elemento tenga un octeto completo. La forma de determinar este número es hallando primero la carga formal.
Volvamos a nuestro ejemplo. Veamos la carga formal: 1) Carbono: 0 Oxígeno: 0 2) Carbono: 0 Oxígeno (simple): -1 Oxígeno (triple): +1
Aunque ambas tienen una CF neta de 0, la primera estructura es la mejor opción, ya que minimiza la CF de cada átomo.En la sección "Cálculo de la carga formal", repasaremos cómo he obtenido estas cargas formales.
Fórmula y ecuación de la carga formal
Ahora que sabemos lo que es una carga formal, aprendamos a calcularla. He aquí la fórmula general:
$$FC=(\text{número de electrones de valencia})-(\text{número de electrones de pares solitarios})-(\text{número de enlaces})$$
Podemos consultar la estructura de Lewis para determinar el número de enlaces/electrones de par solitario, pero para calcular el número de electrones de valencia, tenemos que consultar la tabla periódica.
Fig.2-La tabla periódica
Para los metales que no son de transición, se cuenta de izquierda a derecha, saltándose los metales de transición. Por ejemplo, el flúor tiene 7 transversales, por lo que tiene 7 electrones de valencia. La principal excepción es el helio (He), que tiene 2 electrones de valencia.Para los metales de transición, también se cuenta de izquierda a derecha. Por ejemplo, el vanadio (V) tiene 5, por lo que tiene 5 electrones de valencia.
Cálculo de la carga formal
Utilicemos nuestro ejemplo de antes para saber cómo hemos obtenido esas cargas formales:
Dado el siguiente diagrama, ¿cuáles son las cargas formales de cada posible estructura de Lewis?
Fig.3-Utilizamos las estructuras de Lewis para calcular la carga formal
Empecemos por la primera estructura:
Contando de izquierda a derecha, el carbono está en la 4ª columna de la tabla periódica. Esto significa que tiene 4 electrones de valencia. El carbono tiene doble enlace con cada oxígeno, por lo que tiene 4 enlaces en total. Esto significa
$$FC=(\text{número de electrones de valencia})-(\text{número de electrones de pares solitarios})-(\text{número de enlaces})$$
$$FC=(4)-(0)-(4)=0$$
Ahora el oxígeno. El oxígeno está en la 6ª columna, por lo que tiene 6 electrones de valencia. Tiene un doble enlace con el carbono, por lo que tiene 2 enlaces en total. También tiene 2 pares solitarios (4 electrones en total).
$$FC=(\text{número de electrones de valencia})-(\text{número de electrones de pares solitarios})-(\text{número de enlaces})$$
$$FC=(6)-(4)-(2)=0$$
Ahora la segunda estructura
$$FC=(4)-(0)-(4)=0$$
Para el oxígeno de enlace simple
$$FC=(6)-(6)-(1)=-1$$
Para el oxígeno de triple enlace:
$$FC=(6)-(2)-(3)=+1$$
Intentemos otro problema:
Dadas las estructuras siguientes, ¿cuál es la estructura más probable?
Fig.4 Sabiendo que un compuesto tiene 2 oxígenos y 1 nitrógeno, dibujamos dos posibles estructuras
Lo primero que probablemente notarás es que esta molécula tiene carga (-1). Esto significa que la carga formal debe sumar -1.
Empecemos por la primera estructura:
La del nitrógeno: El nitrógeno está en la 5ª columna, por lo que tiene 5 electrones de valencia.
$$FC=5-4-2=-1$$
Para el oxígeno central
$$FC=6-2-3=1$$
Para el oxígeno derecho
$$FC=6-6-1=-1$$
Ahora la segunda estructura:
Para el nitrógeno
$$FC=5-2-3=0$$
Para el oxígeno izquierdo
$$FC=6-4-2=0$$
Para el oxígeno derecho
$$6-6-1=-1$$
La estructura correcta es la segunda opción, ya que minimiza la carga formal manteniendo la carga neta de la molécula, -1.
Añadir cargas formales a las formas de resonancia
A veces, cuando dibujamos estructuras de Lewis, podemos encontrarnos con estructuras de resonancia.
Cuando se pueden escribir dos o más estructuras de Lewis con la misma disposición de átomos y número de electrones, se denominan estructuras/formas de resonancia. En realidad, la estructura real es una media de las distintas estructuras de Lewis posibles.
Las moléculas con los mismos átomos pueden tener orientaciones diferentes con cargas diferentes, pero no son estructuras de resonancia. Por ejemplo:CO2 y CO2- son similares, pero como tienen un número diferente de electrones, no son estructuras de resonancia entre sí
Cuando las estructuras de resonancia tienen cargas formales diferentes, podemos utilizar dicha CF para determinar la "mejor" estructura. Cuando observamos elCO2 (Figura 3), estábamos observando sus distintas formas de resonancia, que tenían cargas formales diferentes. La estructura "correcta" es una media de las tres formas posibles (la tercera forma es simplemente que el triple enlace está en el oxígeno opuesto, por lo que es esencialmente igual a la segunda).
Cuando observamos estructuras de resonancia con la misma carga formal, ninguna de las opciones es la "mejor". Como ejemplo, aquí tienes las tres formas de resonancia del CO32-
Fig.5-Formas de resonancia del ion carbonato
Como el enlace es básicamente el mismo, también lo es la carga formal. La forma "verdadera" del carbonato es una media de las tres formas, donde hay un enlace de 1 1/3 entre cada oxígeno y carbono.
Importancia de la carga formal
La carga formal es importante por varias razones. Como hemos dicho antes, es útil para determinar la mejor estructura de Lewis tanto para las formas resonantes como para las no resonantes.
Otra razón por la que es importante es la reactividad. Calculando la carga formal, podemos determinar dónde se encuentran las cargas (si las hay) dentro de la molécula. Esto nos ayuda a comprender/predecir el tipo de reactividad que tendrá la molécula. Por ejemplo, el oxígeno derecho de la estructura (correcta) NO2 (ver Figura 4) tiene una carga -1, por lo que puede atraer átomos/moléculas con carga positiva y/o donar electrones. Sin saber dónde está la carga, no podemos comprender plenamente la reactividad de una molécula.
A menudo escribimos debajo la carga formal de un átomo, ¡así podemos ver cómo reaccionará!
Carga formal - Puntos clave
- Lacarga formal ( CF) es la carga asignada a un átomo es una molécula cuando suponemos que los electrones de todos los enlaces se reparten por igual entre los átomos.
- Las estructuras que tienen una CF de 0 para todos los átomos tienen la energía más baja
- Los electrones de valencia son los electrones que existen en el nivel de energía más alto. Son los electrones que participan en el enlace. Para los metales que no son de transición (excluido el H, que tiene 2), el número de electrones de valencia es igual al número de espacios a través en la tabla periódica cuando omites los metales de transición.
- Los pares solitarios son un conjunto de electrones de valencia que no participan en el enlace. Por ello, también se denominan electrones no enlazantes.
- La fórmula de la carga formal es: $$FC=(\text{número de electrones de valencia})-(\text{número de electrones de pares solitarios})-(\text{número de enlaces})$$
- La carga formal se utiliza para determinar la mejor estructura de Lewis para una molécula. También es importante para predecir/comprender la reactividad de una molécula.
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