Diferencia entre revisiones de «Carga formal»

La carga formal de cualquier [[átomo]] en una [[molécula]] puede ser calculada por la siguiente ecuación:

'''carga formal = número de [[electrones de valencia]] del átomo aislado - electrones de [[Par libre|pares libres]] del átomo en la molécula - la mitad del número total de electrones que participan en [[enlace covalente|enlaces covalentes]] con este átomo en la molécula.'''

*[[carbono]] en [[metano]] (CH4): FC = 4 - 0 - (8÷2) = 0

*[[nitrógeno]] en el [[grupo nitro]] NO2NO₂-: FC = 5 - 2 - (6÷2) = 0

*[[oxígeno]] unido por enlace simple en el NO2NO₂-: FC = 6 - 5 - (2÷2) = 0

*oxígeno unido por enlace doble en el NO2NO₂-: FC = 6 - 4 - (4÷2) = 0

El [[amonio]] NH₄⁺ es una especie [[catión]]ica. Al usar los grupos verticales de los átomos en la [[Tabla periódica de los elementos|tabla periódica]], es posible determinar que cada [[hidrógeno]] contribuye con 1 electrón, el nitrógeno contribuye con 5 electrones, y la carga de +1 significa que 1 electrón está ausente. El total final es 8 electrones en total <math>1 * 4 + 5 - 1</math>.

El dibujar la [[estructura de Lewis]] da un átomo de nitrógeno [[hibridación (química)|hibridado]] en sp³ (4 enlaces) rodeado de átomos de [[hidrógeno]]. No hay pares libres de electrones. En consecuencia, aplicando la definición de carga formal, el hidrógeno tiene una carga formal de cero: <math>1 - 0 - \frac{1}{2} * 2</math>, y el nitrógeno tiene una carga formal de +1: <math>5 - 0 - \frac{1}{2} * 8</math>. Después de agregar todas las cargas formales en toda la molécula, el resultado es una carga formal de +1, consistente con la carga de la molécula dada al principio.

* DibujaDibujar un círculo alrededor del átomo para el que se requiere la carga formal (como en el dióxido de carbono, a continuación)

* Contar el número de electrones en el interior del círculo del átomo. Dado que el círculo corta los enlaces covalentes "por la mitad", cada [[enlace covalente]] cuenta como un solo electrón, en vez de dos.

Nuevamente, este método es tan preciso como el anterior, pero de uso más simple. Es importante tener en cuenta que las cargas formales son sólo '''formales''', en el sentido de que este sistema es sólo un formalismo.

La razón para la diferencia entre estos valores es que las cargas formales y los estados de oxidación representan fundamentalmente diferentes formas de apreciar la distribución de electrones en los átomos de la molécula. Con la carga formal, se ausmeasume que los electrones de cada enlace covalente se separan a partes iguales entre los dos átomos en el enlace (de ahí surge la división entre dos del método descrito anteriormente). El punto de vista de cargas formales de la molécula de CO₂ se muestra esencialmente a continuación:

Con el formalismo del estado de oxidación, los electrones en los enlaces son "otorgados" a los átomos con mayor electronegatividad. La perspecttivaperspectiva del estado de oxidación de la molécula de CO₂ se muestra a continuación:

Los estados de oxidación sobreenfatizan la naturaleza [[Enlace iónico|iónica del enlace]]; la mayoría de químicos concuerda en que la diferencia en electronegatividad entre el carbono y el oxígeno es insuficiente para considerar a los enlaces como si fueran de naturaleza iónica.

En realidad, la distribución de los electrones en la molécula yace en algún punto entre estos dos extremos. La inadecuación en la visión simple de [[estructura de Lewis|estructuras de Lewis]] de las moléculas condujo al desarrollo de modelos de aplicación más general y mayor precisión: la [[teoría del enlace de valencia]] de [[John C. Slater|Slater]], [[Pauling]], et al., y de ahí a la [[teoría de orbitales moleculares]] desarrollada por [[Robert S. Mulliken]] y [[Hund]].