Carga Formal en Química

Carga formal. En los enlaces polares las cargas parciales sobre los átomos son reales. Sin embargo, cuando se dibujan determinadas estructuras químicas, según la representación de Lewis, aparecen cargas eléctricas asociadas a algunos átomos, denominadas cargas formales. Las cargas formales permiten contar el número de electrones de un átomo determinado de una estructura., y se calculan según la siguiente ecuación:

CARGA FORMAL La carga formal es la diferencia entre el nº de e- de valencia y el nº de e- asignado en la estructura de Lewis (los e- no compartidos y la mitad de los e- compartidos). X= nº de e- de valencia Z= nº de e- compartidos - Para C: Cf= 4-(0+8/2)= 0 - Para O: Cf= 6-(4+4/2)= 0 Cf = X – (Y + Z/2) Y= nº de e- no compartidos

Carga Formal En la siguiente figura se indica el cálculo de la carga formal de cada uno de los átomos que integran el anión carbonato:

CARGA FORMAL El mismo cálculo se indica a continuación para los átomos, excepto H, que componen la molécula de nitrometano:

Representación de un orbital molecular enlazante.

La densidad electrónica es más alta cerca del núcleo y disminuye exponencialmente al aumentar la distancia al núcleo en cualquier dirección Diagrama de la densidad electrónica del orbital atómico 1s

Diagrama de la densidad electrónica del orbital atómica 2s. Los orbitales 2s tienen una pequeña región de densidad electrónica elevada próxima al núcleo, pero la mayor parte de la densidad electrónica está alejada del núcleo, más allá del nodo o región de densidad electrónica cero.

Representaciones de los orbitales 2p y su diagrama de la densidad electrónica. Hay tres orbitales 2p, orientados unos con respecto a los otros perpendicularmente. Se nombran según su orientación a lo largo del eje x, y o z.

Modelos de enlace para el carbono, el nitrógeno, el oxígeno, el hidrógeno y los halógenos. El carbono es tetravalente, el nitrógeno trivalente y el oxígeno divalente. Tanto el hidrógeno como los halógenos son monovalentes, pero mientras que el hidrógeno cumple la regla del octeto, los halógenos tienen un octeto completo con tres pares solitarios de electrones alrededor de ellos. El carbono necesita formar cuatro enlaces para completar su octeto, por lo que se refiere como tetravalente. El nitrógeno normalmente tendrá tres enlaces y un par solitario de electrones (trivalente), mientras que el oxígeno forma dos enlaces y tiene dos pares solitarios de electrones (divalente). El hidrógeno cumple la regla del dueto, por lo que solamente formará un enlace (monovalente). Los halógenos forman solamente un enlace y tienen tres pares solitarios de electrones.

Se llama VALENCIA COVALENTE O COVALENCIA, al nº de electrones desapareados que posee un átomo, y es deducida de la estructura electrónica del elemento, teniendo en cuenta que un átomo puede desaparear electrones que en su estado fundamental están apareados siempre que no cambien de nivel de energía ; es decir, mediante hibridación. Para explicar la geometría de numerosas moléculas, se establece el proceso denominado HIBRIDACIÓN DE ORBITALES : A partir de orbitales atómicos puros, se obtienen otros equivalentes geométrica y energéticamente llamados orbitales híbridos.

HIBRIDACION . El carbono puede hibridarse de tres maneras distintas: Hibridación sp3: 4 orbitales sp3 iguales que forman 4 enlaces simples de tipo “?” (frontales). Hibridación sp2: 3 orbitales sp2 iguales que forman enlaces “?” + 1 orbital “p” (sin hibridar) que formará un enlace “?” (lateral) Hibridación sp: 2 orbitales  sp  iguales que forman enlaces “?” + 2 orbitales “p” (sin hibridar) que formarán sendos enlaces “?”

HIBRIDACIÓN Es la mezcla de dos o más orbitales puros, que da origen a orbitales híbridos equivalentes, con propiedades diferentes a las que dieron origen. Formación del BeF2. Cada orbital híbrido sp del Be se solapa con un orbital 2p del F para formar un enlace de pares electrónicos. F F Be Be Be Estado Excitado Be