Encontré un sitio con esta fórmula,
Cargo formal = [Número de electrones de valencia en el átomo] – [electrones no enlazados + número de enlaces]
No creo que lo esté usando correctamente en encontrar las cargas formales de cada átomo en $ \ ce {SO_4 ^ {2 -}} $. $ \ ce {S} = 2 $, $ \ ce {O} = – 1 $ y el otro $ \ ce {O} = 0 $ y si los suma, no obtengo el cargo total de -2.
¿Cómo calcula los cargos formales?
Respuesta
Su fórmula es correcta. Si $ V $ es el número de electrones de valencia asignados originalmente a un átomo, $ N $ es el número de electrones no enlazantes y $ B $ es el número de enlaces ($ \ frac {1} {2} $ del número de enlazar electrones para ser más precisos), entonces la carga formal $ FC $ es:
$$ FC = V – (B + N) $$
El ion sulfato tiene dos estructuras válidas que podría dibujar, uno con azufre con una carga formal de cero y otro con azufre con una carga formal de +2. Las estructuras a continuación (de la página de Wikipedia , publicada en el dominio público) siguen la molesta pero permisible convención de reemplazar pares solitarios con barras.
Si la estructura de la izquierda (# 1) es correcta, entonces el átomo de azufre ($ V = 6 $) tiene seis bonos ($ B = 6 $) y sin pares solitarios ($ N = 0 $). Dos átomos de oxígeno (V = 6) tienen dos enlaces ($ B = 2 $) y dos pares solitarios ($ N = 4 $), mientras que los otros dos átomos de oxígeno tienen un enlace ($ B = 1 $) y tres pares solitarios ($ N = 6 $). El átomo de azufre y dos átomos de oxígeno tienen $ FC = 0 $ y los dos átomos de oxígeno restantes tienen $ FC = -1 $ para una carga total en el ion de $ -2 $.
$$ FC_ { \ ce {S}} = 6- (6 + 0) = 0 $$ $$ FC _ {\ ce {O_ {1,2}}} = 6- (2 + 4) = 0 $$ $$ FC _ {\ ce {O_ {3,4}}} = 6- (1 + 6) = – 1 $$
Si la estructura de la derecha (# 2) es correcta, entonces el átomo de azufre ($ V = 6 $) tiene cuatro enlaces ($ B = 4 $) y no tiene pares solitarios ($ N = 0 $). Los cuatro átomos de oxígeno (V = 6) tienen un enlace ($ B = 1 $) y tres pares solitarios ($ N = 6 $). El átomo de azufre tiene $ FC = + 2 $ y los átomos de oxígeno tienen $ FC = -1 $ para una carga total en el ion de $ -2 $. $$ FC _ {\ ce {S}} = 6- (4 + 0) = + 2 $$ $$ FC _ {\ ce {O}} = 6- (1 + 6) = – 1 $$
¡Pero, espera! Una pregunta más fundamental podría ser «¿Cómo puede el ion sulfato tener dos estructuras muy diferentes que coloquen diferentes cargas formales en los átomos de azufre y oxígeno?»
Carga formal es un buen mecanismo de contabilidad, pero no tiene una relación experimentalmente válida con la carga real de ningún átomo en la mayoría de las moléculas o iones. La carga formal solo equivale a la carga real en especies monoatómicas. La carga formal cae en la categoría de modelos que usamos en química que son 1) útiles, 2) producen la respuesta correcta cuando se usan correctamente y 3) completamente falsos. Otros modelos en esta categoría incluyen el número de oxidación, VSEPR, resonancia y electronegatividad. La evidencia experimental sugiere que la estructura real del sulfato combina características tanto de la estructura # 1 como de la estructura # 2, pero sería difícil dibujar usando los formalismos que hemos adoptado:
- Los cuatro $ \ ce { Los bonos SO} $ tienen la misma longitud (# 2).
- La longitud de los bonos $ \ ce {SO} $ es más corta que la de un enlace simple $ \ ce {SO} $ normal y más larga que una normal $ \ ce {SO} $ double (# 1).
- El átomo de azufre tiene una carga positiva parcial (# 2) (tenga en cuenta que las cargas parciales, a diferencia de las cargas formales, tienen alguna base experimental).
- Los cuatro átomos de oxígeno tienen cargas negativas parciales equivalentes (# 2).
- Las cargas negativas parciales en los átomos de oxígeno se suman a más de $ -2 $ pero no se acercan a $ -4 $ (# 1).
Respuesta
La respuesta de Ben Norris es excelente. Colaboraré con un procedimiento más visual, por lo que puede proporcionar un punto de vista diferente.
De la forma en que lo aprendí, los números de oxidación se pueden determinar averiguando w aquí, los electrones de enlace supondrían que los enlaces son 100% iónicos, mientras que las cargas formales se pueden determinar calculando dónde estarían los electrones si el enlace fuera 100% covalente.
En lugar de aplicar una ecuación directamente, dibuje la estructura de Lewis del compuesto. Ahora corte todos los enlaces covalentes homolíticamente, es decir, distribuya uniformemente los dos electrones entre los átomos de enlace. Ahora cuente el número de electrones unidos a cada átomo y reste el número de electrones de valencia que tiene el átomo libre. El número que obtenga será un «exceso de electrones», que es lo opuesto a la carga formal, así que simplemente multiplique por -1. Aquí está su ejemplo resuelto.
