CÀRREGA FORMAL: FÓRMULA, COM CALCULAR-LA I EXEMPLES - QUIMICA - 2026

La càrrega formal (CF) és aquella que s'assigna a un àtom d'una molècula o ió, la qual permet explicar-ne les estructures i propietats químiques en funció d'aquesta. Aquest concepte implica la consideració de l'màxim caràcter de covalència a l'enllaç AB; és a dir, el parell d'electrons es comparteix equitativament entre A i B.

Per comprendre l'anterior en la imatge inferior es mostren dos àtoms enllaçats: un designat amb la lletra A i l'altre amb la lletra B. Com es pot apreciar, al intercepto dels cercles es forma un enllaç amb el parell ":". En aquesta molècula heteronuclear, si A i B tenen iguals electronegativitats el parell ":" roman equidistant tant a A com a B.

No obstant això, atès que dos àtoms diferents no poden tenir propietats idèntiques, el parell ":" és atret pel qual és més electronegatiu. En aquest cas, si A és més electronegatiu que B, el parell ":" es troba més a prop de A que de B. El contrari passa quan B és més electronegatiu que A, apropant ara ":" a B.

Llavors, per assignar les càrregues formals tant a A com a B, cal considerar el primer cas (el de dalt de la imatge). Si l'enllaç purament covalent AB es trenqués, ocorreria una ruptura homolítica, generant els radicals lliures A · i · B.

Beneficis qualitatius de l'ocupació de la càrrega formal

Els electrons no es troben fixos, com en l'exemple anterior, sinó que viatgen i es perden pels àtoms de la molècula o ió. Si és una molècula diatòmica se sap que el parell ":" ha d'estar compartit o vagant entre tots dos àtoms; el mateix passa en una molècula d'el tipus ABC, però amb més complexitat.

No obstant això, a l'estudiar un àtom i assumir una covalència de el cent per cent en els seus enllaços, és més fàcil establir si aquest dins el compost guanya o perd electrons. Per determinar aquest guany o pèrdua, s'ha de comparar el seu estat basal o lliure enfront del seu entorn electrònic.

D'aquesta manera, és possible assignar una càrrega positiva (+) si l'àtom perd un electró, o una càrrega negativa (-) quan, a canvi, guanya un electró (els signes s'han d'escriure dins d'un cercle).

Així, encara que els electrons no puguin ubicar-se amb exactitud, aquestes càrregues formals (+) i (-) en les estructures s'ajusten a la majoria dels casos a les propietats químiques esperades.

És a dir, la càrrega formal d'un àtom està estretament relacionada amb la geometria molecular del seu entorn i la seva reactivitat dins el compost.

Fórmula i com calcular-la

¿Les càrregues formals s'assignen arbitràriament? La resposta és no. Per a això s'ha de calcular el guany o pèrdua d'electrons assumint enllaços purament covalents, i això s'aconsegueix a través de la fórmula:

CF = (nombre de grup de l'àtom) - (nombre d'enllaços que forma) - (nombre d'electrons no compartits)

Si l'àtom té una CF amb un valor de +1, se li assigna una càrrega positiva (+); mentre que si té una CF amb un valor de -1, se li assigna llavors una càrrega negativa (-).

Per calcular correctament la CF, s'han de seguir els passos següents:

- Ubicar en quin grup es troba l'àtom dins de la taula periòdica.

- Comptar el nombre d'enllaços que forma amb els seus veïns: els dobles enllaços (=) valen per dos i els triples enllaços valen per tres (≡).

- Finalment, comptar el nombre d'electrons no compartits, els quals poden observar-se fàcilment amb les estructures de Lewis.

Variacions de el càlcul d'acord amb l'estructura

Donada la molècula lineal ABCD, les càrregues formals per a cada àtom poden variar si l'estructura, per exemple, s'escriu ara com: BCAD, CABD, ACDB, etc. Això és degut al fet que hi ha àtoms que, a l'compartir més electrons (formar més enllaços), adquireixen CF positives o negatives.

Llavors, ¿quina de les tres estructures moleculars possibles correspon a l'compost ABCD? La resposta és: aquella que generalment posseeixi els menors valors de CF; així mateix, la que assigni les càrregues negatives (-) als àtoms més electronegatius.

Si C i D són més electronegatius que A i B, llavors a l'compartir més electrons adquireixen per conseqüència càrregues formals positives (vist des d'una regla mnemotècnica).

Sent així, l'estructura més estable, i la més afavorida energèticament, és CABD, ja que en aquesta tant C com B formen només un enllaç. En canvi, l'estructura ABCD i aquelles que tinguin al C o B formant dos enllaços (-C- o -D-), són més inestables.

Quina de totes les estructures és la més inestable? ACDB, a causa que no només C i D formen dos enllaços, sinó que a més les seves càrregues formals negatives (-) estan adjacents una de l'altra, desestabilitzant encara més l'estructura.

Exemples de càlculs de càrregues formals

BF

L'àtom de bor es troba envoltat de quatre àtom de fluor. Atès que el B pertany a el grup IIIA (13) manca d'electrons no compartits i forma quatre enllaços covalents, s'ha de la seva CF és (3-4-0 = -1). En canvi per al F, element de el grup VIIA (17), la seva CF és (7-6-1 = 0).

Per determinar la càrrega de l'ió o molècula n'hi ha prou amb sumar les CF individuals dels àtoms que la componen: (1 (-1) + 4 (0) = -1).

No obstant això, la CF per al B no té un significat real; és a dir, sobre aquest no resideix la major densitat electrònica. En realitat, aquesta densitat electrònica es distribueix cap als quatre àtoms de F, element molt més electronegatiu que el B.

BeH

L'àtom de beril·li pertany a el grup IIA (2), forma dos enllaços i no té, novament, d'electrons no compartits. Així, les CF per al Be i el H són:

CF _Be = 2-2-0 = 0

CF _H = 1-1-0 = 0

Càrrega BeH ₂ = 1 (0) + 2 (0) = 0

CO (monòxid de carboni)

La seva estructura de Lewis pot representar-se com: C≡O: (tot i que presenta altres estructures de ressonància). Repetint el càlcul de la CF, aquesta vegada per al C (de el grup IVA) i l'O (de el grup VIA), es té:

CF _C = 4-3-2 = -1

CF _O = 6-3-2 = +1

Aquest és un exemple on les càrregues formals no s'ajusten a la naturalesa dels elements. El O és més electronegatiu que el C i, per tant, no hauria de portar una positiva.

Les altres estructures (C = O i ⁽⁺⁾ CO ^(-)), si bé compleixen amb el asignamiento coherent de les càrregues, incompleixen amb la regla de l'octet (el C té menys de vuit electrons de valència).

NH

com més electrons comparteix el N, més positiu és el seu CF (fins al ió amoni, ja que no té disponibilitat energètica per formar 5 enllaços).

Aplicant igualment els càlculs per al N al ió amoni, l'amoníac i l'ió amiduro, es té llavors:

CF = 5-4-0 = +1 (NH ₄ ⁺)

CF = 5-3-2 = 0 (NH ₃)

I finalment:

CF = 5-2-4 = -1 (NH ₂ ^-)

És a dir, a NH ₂ ^- al N té quatre electrons no compartits, i comparteix tots quan forma NH ₄ ⁺. Les CF per als H és igual a 0 i, per tant, s'estalvia el seu càlcul.

referències

1. James. (2018). A Key Skill: How to Calculate Formal Charge. Recuperat el 23 de maig de 2018, de: masterorganicchemistry.com
2. Dr. Ian Hunt. Department of Chemistry, University of Calgary. Formal Charges. Recuperat el 23 de maig de 2018, de: chem.ucalgary.ca
3. Formal Charges.. Recuperat el 23 de maig de 2018, de: chem.ucla.edu
4. Jeff D. Cronk. Formal charge. Recuperat el 23 de maig de 2018, de: guweb2.gonzaga.edu
5. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Química. (8va ed.). Cengage Learning, pàg 268-270.
6. Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgànica. (Quarta edició., Pàg. 38). Mc Graw Hill.
7. Mónica González. (10 d'Agost de 2010). Càrrega formal. Recuperat el 23 de maig de 2018, de: quimica.laguia2000.com