Acusación formal

En química , una carga formal ( FC o q* ), en la visión covalente del enlace químico , es la carga hipotética asignada a un átomo en una molécula , asumiendo que los electrones en todos los enlaces químicos se comparten por igual entre los átomos, independientemente de la electronegatividad relativa . ^{[1] [2]} En términos simples, la carga formal es la diferencia entre el número de electrones de valencia de un átomo en un estado libre neutro y el número asignado a ese átomo en una estructura de Lewis . Al determinar la mejor estructura de Lewis (o estructura de resonancia predominante ) para una molécula, la estructura se elige de modo que la carga formal en cada uno de los átomos sea lo más cercana a cero posible. ^[2]

La carga formal de cualquier átomo en una molécula se puede calcular mediante la siguiente ecuación: $${\displaystyle q^{*}=VL-{\frac {B}{2}}}$$

donde V es el número de electrones de valencia del átomo neutro en aislamiento (en su estado fundamental); L es el número de electrones de valencia no enlazantes asignados a este átomo en la estructura de Lewis de la molécula; y B es el número total de electrones compartidos en enlaces con otros átomos de la molécula. ^[2] También se puede encontrar visualmente como se muestra a continuación.

Tanto la carga formal como el estado de oxidación asignan un número a cada átomo individual dentro de un compuesto; se comparan y contrastan en una sección a continuación.

• Ejemplo: El CO2 _es una molécula neutra con 16 electrones de valencia en total . Existen distintas formas de dibujar la estructura de Lewis.
  • Carbono unido mediante un enlace simple a ambos átomos de oxígeno (carbono = +2, oxígenos = −1 cada uno, carga formal total = 0)
  • Carbono unido por un enlace simple a un oxígeno y por un enlace doble a otro (carbono = +1, oxígeno _doble = 0, oxígeno _simple = −1, carga formal total = 0)
  • Carbono doblemente enlazado a ambos átomos de oxígeno (carbono = 0, oxígenos = 0, carga formal total = 0)

Aunque las tres estructuras nos dieron una carga total de cero, la estructura final es la superior porque no hay cargas en la molécula en absoluto.

Lo siguiente es equivalente:

• Dibuje un círculo alrededor del átomo para el cual se solicita la carga formal (como con el dióxido de carbono, a continuación)

• Cuente el número de electrones en el "círculo" del átomo. Como el círculo corta el enlace covalente "por la mitad", cada enlace covalente cuenta como un electrón en lugar de dos.
• Reste el número de electrones en el círculo del número de electrones de valencia del átomo neutro aislado (en su estado fundamental) para determinar la carga formal.

• Las cargas formales calculadas para los átomos restantes en esta estructura de Lewis del dióxido de carbono se muestran a continuación.

Es importante tener en cuenta que las cargas formales son eso, formales , en el sentido de que este sistema es un formalismo. El sistema de carga formal es solo un método para llevar un registro de todos los electrones de valencia que cada átomo trae consigo cuando se forma la molécula.

En la convención de la química orgánica , las cargas formales son una característica esencial de una estructura de Lewis-Kekulé correctamente representada , y una estructura que omite cargas formales distintas de cero se considera incorrecta o, al menos, incompleta. Las cargas formales se dibujan cerca del átomo que las porta. Pueden estar o no encerradas en un círculo para mayor claridad.

En cambio, esta convención no se sigue en la química inorgánica . Muchos trabajadores en el campo de los organometálicos y la mayoría de los trabajadores en el campo de la química de coordinación omitirán las cargas formales, a menos que sean necesarias para enfatizar o para hacer hincapié en un punto en particular. ^[3] En su lugar, se dibujará una esquina superior derecha ⌝ después de la entidad cargada y unida covalentemente, seguida a su vez inmediatamente por la carga general .

La esquina superior derecha ⌝ a veces se reemplaza por corchetes que encierran toda la especie cargada, nuevamente con la carga total escrita en la esquina superior derecha, justo afuera de los corchetes.

Esta diferencia en la práctica se debe a la asignación relativamente sencilla del orden de enlace, el recuento de electrones de valencia y, por lo tanto, la carga formal para los compuestos que solo contienen elementos del grupo principal (aunque los compuestos oligoméricos como los reactivos de organolitio y los enolatos tienden a representarse de una manera simplificada e idealizada), pero los metales de transición tienen un número poco claro de electrones de valencia, por lo que no hay una forma inequívoca de asignar cargas formales.

La carga formal es una herramienta para estimar la distribución de la carga eléctrica dentro de una molécula. ^{[1] [2]} El concepto de estados de oxidación constituye un método competitivo para evaluar la distribución de electrones en las moléculas. Si se comparan las cargas formales y los estados de oxidación de los átomos del dióxido de carbono , se obtienen los siguientes valores:

La razón de la diferencia entre estos valores es que las cargas formales y los estados de oxidación representan formas fundamentalmente diferentes de ver la distribución de electrones entre los átomos de la molécula. Con la carga formal, se supone que los electrones en cada enlace covalente se dividen de manera exactamente uniforme entre los dos átomos del enlace (de ahí la división por dos en el método descrito anteriormente). La vista de la carga formal de la molécula de CO ₂ se muestra básicamente a continuación:

El aspecto covalente (de compartición) del enlace se enfatiza demasiado en el uso de cargas formales, ya que en realidad hay una mayor densidad electrónica alrededor de los átomos de oxígeno debido a su mayor electronegatividad en comparación con el átomo de carbono. Esto se puede visualizar de manera más efectiva en un mapa de potencial electrostático.

Con el formalismo del estado de oxidación, los electrones en los enlaces se "adjudican" al átomo con mayor electronegatividad . La vista del estado de oxidación de la molécula de CO ₂ se muestra a continuación:

Los estados de oxidación enfatizan demasiado la naturaleza iónica del enlace; la diferencia de electronegatividad entre el carbono y el oxígeno es insuficiente para considerar que los enlaces son de naturaleza iónica.

En realidad, la distribución de electrones en la molécula se encuentra en algún punto entre estos dos extremos. La insuficiencia de la concepción simple de la estructura de Lewis de las moléculas condujo al desarrollo de la teoría del enlace de valencia , más aplicable y precisa en general, de Slater , Pauling y otros, y, a partir de ahí, a la teoría de los orbitales moleculares desarrollada por Mulliken y Hund .

• Estado de oxidación
• Valencia (química)
• Número de coordinación