Enquímica, unacarga formal (Q_f) es unacarga parcial de unátomo en unamolécula, asignada al asumir que loselectrones en unenlace químico se comparten por igual entre los átomos, sin consideraciones deelectronegatividad relativa^[1]​ o, en otra definición, la carga que quedaría en un átomo cuando todos losligandos son removidoshomolíticamente.^[2]​

La carga formal de cualquierátomo en unamolécula puede ser calculada por la siguiente ecuación:

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

donde:

• ${\displaystyle V}$ es el número deelectrones de valencia en el átomo libre.
• ${\displaystyle L}$ es el número de electrones presentes en un átomo unido comopares solitarios.
• ${\displaystyle B}$ es el número de electrones unidos al átomo.

Cuando se determina laestructura de Lewis correcta (o laestructura de resonancia) para una molécula, es un criterio muy significativo en la selección de la estructura final el que la carga formal (sin signo) de cada uno de los átomos esté minimizada.

Ejemplos

• carbono enmetano (CH₄): Q_f = 4 - 0 - (8÷2) = 0
• nitrógeno en elgrupo nitro (NO₂^-): Q_f = 5 - 0 - (8÷2) = 1
• oxígeno unido por enlace simple en el NO₂^-: Q_f = 6 - 5 - (2÷2) = 0
• oxígeno unido por enlace doble en el NO₂^-: Q_f = 6 - 4 - (4÷2) = 0

Un método alternativo para asignar carga a un átomo tomando en cuenta la electronegatividad es por sunúmero de oxidación. Otros conceptos relacionados sonvalencia, que cuenta el número de electrones que un átomo usa en enlaces, ynúmero de coordinación, el número de átomos unidos al átomo de interés.

Elamonio (NH₄⁺) es una especiecatiónica. Al usar los grupos verticales de los átomos en latabla periódica, es posible determinar que cadahidrógeno 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${\displaystyle 1\ast 4+5-1}$.

El dibujar laestructura de Lewis da un átomo de nitrógenohibridado en sp³ (4 enlaces) rodeado de átomos dehidrógeno. No hay pares libres de electrones. En consecuencia, aplicando la definición de carga formal, el hidrógeno tiene una carga formal de cero:${\displaystyle 1-0-\frac{1}{2}\ast 2}$, y el nitrógeno tiene una carga formal de +1:${\displaystyle 5-0-\frac{1}{2}\ast 8}$. 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.

Nota: la carga formal total en una molécula debería ser lo más cercana posible a cero, con la menor cantidad de cargas que sea posible

• Ejemplo: CO₂ es una molécula neutra con 16electrones de valencia totales. Hay tres formas diferentes de dibujar la estructura de Lewis
  • Átomo de carbono unido por enlaces simples a cada átomo de oxígeno (carbono = +2, oxígeno = -1 cada uno, carga formal total = 0)
  • Átomo de carbono unido por enlace simple a un átomo de oxígeno y al otro mediante un enlace doble (carbono = +1, oxígeno_doble = 0, oxígeno_simple = -1, carga formal total = 0)
  • Átomo de carbono unido por enlaces dobles a ambos átomos de oxígeno (carbono = 0, oxígeno = 0 cada uno, carga formal total = 0)

Aunque las tres estructuras dan una carga total de cero, la estructura correcta es la tercera, porque no hay cargas en la molécula

Aunque la fórmula dada anteriormente es correcta, suele ser difícil de manejar e ineficiente para el uso. Un método alternativo es el siguiente:

• Dibujar 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", cadaenlace covalente cuenta como un solo electrón, en vez de dos.
• Sustraer el número de electrones en el círculo del número del grupo del elemento (el numeral romano del sistema de numeración de grupos anterior, no del sistema 1-18 de la IUPAC) para determinar la carga formal. (o sea, número antiguo del grupo menos los electrones en el círculo)
• Las cargas formales calculadas para los átomos restantes en esta estructura de Lewis del dióxido de carbono se muestran a continuación

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

Los átomos en las moléculas no tienen "signos alrededor de sus cuellos" que indiquen su carga. El sistema de carga formal es sólo un método para llevar la cuenta de todos los electrones de valencia que cada átomo trae consigo cuando se forma la molécula.

El concepto deestado de oxidación constituye un método competente para determinar la distribución de electrones en las moléculas. Si se comparan las cargas formales y los estados de oxidación de los átomos en el dióxido de carbono, se llega a los siguientes valores:

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 asume 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:

El aspecto covalente (compartición) del enlace es sobreenfatizado en el uso de las cargas formales, puesto que en realidad hay una mayor densidad electrónica alrededor de los átomos de oxígeno debido a su mayorelectronegatividad, comparada con el átomo de carbono. Esto puede ser visualizado más efectivamente en un mapa depotencial eléctrico.

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

Los estados de oxidación sobreenfatizan la naturalezaiónica 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 deestructuras de Lewis de las moléculas condujo al desarrollo de modelos de aplicación más general y mayor precisión: lateoría del enlace de valencia deSlater,Pauling, et al., y de ahí a lateoría de orbitales moleculares desarrollada porRobert S. Mulliken yHund.

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