Càrrega formal

En química, una càrrega formal (Q_f) és una càrrega parcial d'un àtom en una molècula, assignada en assumir que els electrons en un enllaç químic es compartixen per igual entre els àtoms, sense consideracions d'electronegatividad relativa o, en una atra definició, la càrrega que quedaria en un àtom quan tots els lligants són remoguts homolíticamente.

La càrrega formal de qualsevol àtom en una molècula pot ser calculada per la següent equació:

$Q_{\mathrm{f}}=V-(L+\frac{1}{2}B)$

a on:

• $V$ és el número d'electrons de valència en l'àtom lliure.
• $L$ és el número d'electrons presents en un àtom unit com parells solitaris.
• $B$ és el número d'electrons units a l'àtom.

Quan es determina la estructura de Lewis correcta (o la estructura de resonància) per a una molècula, és un criteri molt significatiu en la selecció de l'estructura final el que la càrrega formal (sense signe) de cada u dels àtoms estiga minimisada.

Archiu:Formal charge Principle caps block 2 .svg

Càrrega formal en l'ozon i el anión nitrat

Eixemples

• carbono en metà (CH₄): Q_f = 4 - 0 - (8÷2) = 0
• nitrogen en el grup nitro (NO₂^-): Q_f = 5 - 0 - (8÷2) = 1
• oxigen unit per enllaç simple en el NO₂^-: Q_f = 6 - 5 - (2÷2) = 0

oxigen unit per enllaç doble en el NO₂^-: Q_f = 6 - 4 - (4÷2) = 0

Un método alternatiu per a assignar càrrega a un àtom prenent en conte la electronegatividad és per la seua número. Atres conceptes relacionats són valència, que conta el número d'electrons que un àtom usa en enllaços, i número, el número d'àtoms units a l'àtom d'interés.

Eixemples

El amoni (NH₄⁺) és una espècie catiónica. En usar els grups verticals dels àtoms en la taula periòdica, és possible determinar que cada hidrogen contribuïx en 1 electró, el nitrogen contribuïx en 5 electrons, i la càrrega de +1 significa que 1 electró està absent. El total final és 8 electrons $1*4+5-1$.

El dibuixar la estructura de Lewis dona un àtom de nitrogen hibridado en sp³ (4 enllaços) rodejat d'àtoms d'hidrogen. No hi ha parells lliures d'electrons. En conseqüència, aplicant la definició de càrrega formal, l'hidrogen té una càrrega formal de zero: $1-0-\frac{1}{2}*2$, i el nitrogen té una càrrega formal de +1: $5-0-\frac{1}{2}*8$. Despuix d'agregar totes les càrregues formals en tota la molècula, el resultat és una càrrega formal de +1, consistent en la càrrega de la molècula donada al principi.

Nota: la càrrega formal total en una molècula deuria ser lo més propenca possible a zero, en la menor cantitat de càrregues que siga possible

• Eixemple: CO₂ és una molècula neutra en 16 electrons de valència totals. Hi ha tres formes diferents de dibuixar l'estructura de Lewis
  • Àtom de carbono unit per enllaços simples a cada àtom d'oxigen (carbono = +2, oxigen = -1 cada u, càrrega formal total = 0)
  • Àtom de carbono unit per enllaç simple a un àtom d'oxigen i a l'atre per mig d'un enllaç doble (carbono = +1, oxigen_doble = 0, oxigen_simple = -1, càrrega formal total = 0)
  • Àtom de carbono unit per enllaços dobles a abdós àtoms d'oxigen (carbono = 0, oxigen = 0 cada u, càrrega formal total = 0)

Encara que les tres estructures donen una càrrega total de zero, l'estructura correcta és la tercera, perque no hi ha càrregues en la molècula

Método alternatiu

Encara que la fòrmula donada anteriorment és correcta, sol ser difícil de manejar i ineficiente per a l'us. Un método alternatiu és el següent:

• Dibuixar un círcul al voltant de l'àtom per al que es requerix la càrrega formal (com en el diòxit de carbono, a continuació)

Archiu:Ls1.png

• Contar el número d'electrons en l'interior del círcul de l'àtom. Ya que el círcul talla els enllaços covalente "per la mitat", cada enllaç covalente conta com un sol electró, en lloc de dos.
• Sostraure el número d'electrons en el círcul del número del grup de l'element (el numeral romà del sistema de numeració de grups anterior, no del sistema 1-18 de la IUPAC) per a determinar la càrrega formal. (o siga, número antic del grup menys els electrons en el círcul)
• Les càrregues formals calculades per als àtoms restants en esta estructura de Lewis del diòxit de carbono es mostren a continuació

Archiu:Ls4.png

Novament, este método és tan precís com l'anterior, pero d'us més simple. És important tindre en conte que les càrregues formals són només formals, en el sentit de que este sistema és només un formalisme.

Els àtoms en les molècules no tenen "signes al voltant dels seus colls" que indiquen la seua càrrega. El sistema de càrrega formal és només un método per a dur el conte de tots els electrons de valència que cada àtom du en si quan es forma la molècula.