Carga formal

Estructuras de Lewis y la Carga Formal.

            Cuando se forma un enlace entre dos no-metales, debido a que las electronegatividades de estos elementos son similares, el enlace formado no tiene carácter iónico, si bien puede ser polar. Los electrones son “compartidos”, normalmente apareados. A este enlace se le denomina  enlace covalente.  La naturaleza y características del enlace covalente están  muy relacionadas  con el orbital molecular visto anteriormente.

Consideremos la formación de dos moléculas diatómicas homonucleares, la molécula F₂ (Grupo VIIA) y la molécula N₂  (Grupo VA) (Note que el número de electrones de valencia que tiene un átomo de la familia A es igual al número del grupo). De la discusión del capítulo anterior sabemos que en F₂ hay formación de un enlace simple mientras que en  N₂ se forma un enlace triple. Esta situación se puede representar de la siguiente manera:

Estas fórmulas de puntos se denominan Estructuras de Lewis (G.N. Lewis las propuso en 1916 ). En esta formulación se enfatiza el hecho que los átomos en moléculas covalentes tienden a alcanzar la configuración del gas noble más cercano, normalmente con un octeto de electrones.

En algunos enlaces covalentes, los dos electrones del enlace son suministrados por sólo uno de los átomos, en estos casos el enlace se denomina  covalente coordinado o dativo.  Por ejemplo en la molécula NH₄+ 

La estructura de  NH₄⁺  con 4 enlaces equivalentes es compatible con la de un átomo que tuviera 4 electrones de valencia. Para explicar esto introducimos el concepto de carga formal, que es una forma de contabilizar los electrones dentro de una molécula y asignarlos a ciertos átomos. La carga formal no corresponde a la descripción de las densidades electrónicas dentro de la molécula y por lo tanto es un concepto ( al igual que número de oxidación) que debe manejarse con cuidado. La carga formal de un átomo en una estructura de Lewis se calcula de la siguiente manera:

carga formal = +(N° del grupo) -[(N°de enlaces) +  (N° de electrones sin compartir)]

Con esta expresión podemos calcular que para NH₄+  la carga formal en el nitrógeno es +1 mientras que para cada hidrógeno es 0. La molécula la escribimos entonces de la siguiente manera:

 

En este ejercicio, un N+ hipotético tendría cuatro electrones de valencia y podría formar 4 enlaces covalentes.

Además se debe tener presente que:

  En una molécula neutra las suma de las cargas formales debe ser cero, en un ión la suma de cargas formales es la carga neta del ión.

   Los átomos unidos entre sí en una molécula no deben tener cargas formales del mismo signo

Representación de las estructuras de Lewis:

 Para representar una molécula por su estructura de Lewis se siguen varias etapas. Lo haremos utilizando como ejemplo la molécula de ácido nítrico HNO₃, de la que sabemos que los oxígenos están enlazados al nitrógeno y el hidrógeno a uno de los oxígenos.

1)  Hallar el número total de electrones de valencia en la molécula o ión.

En nuestro ejemplo:                

En nuestro ejemplo:        

        

Átomo          N° electrones

1H                   1

                       1N                   5

                        3O                 18      

                                              total  24

2)  Encontrar el número de electrones necesarios para suministrar 2 electrones a cada H y 8 a cada uno de los otros átomos.

                Ejemplo:              2x1(H)  + 8x4(otros átomos) = 34 electrones

3)  La diferencia entre estos dos números es el número de electrones a ser compartido en la estructura final. Este número dividido por 2 es  el número de enlaces.

                               Ejemplo:             (34 - 10)/2 = 5 enlaces

4)  Usando la conectividad de la estructura, unir los átomos con un enlace covalente simple entre cada par de átomos. Usar los enlaces restantes para hacer enlaces múltiples. Note que puede haber más de una posibilidad.

5)        Hallar el número de electrones sin compartir. Este número es el total de electrones  menos el número de electrones de enlace. Completar el octeto de electrones de cada átomo.

Indicar las cargas formales de los átomos apropiados en las estructuras resultantes  y evaluar la estructura.

Ejemplo:

Debemos descartar la estructura (A)  puesto que hay átomos adyacentes con la misma carga formal. Las estructuras (B) y (C) son equivalentes y se denominan estructuras resonantes