1. Carga formal
En química, una carga formal (FC) es una carga parcial de un átomo en una molécula,
asignada al asumir que los electrones en un enlace químico se comparten por igual entre los
átomos, sin consideraciones de electronegatividad relativa1 o, en otra definición, la carga
que quedaría en un átomo cuando todos los ligandos son removidos homolíticamente.2
La carga formal de cualquier átomo en una molécula puede ser calculada por la siguiente
ecuación: carga formal = número de electrones de valencia del átomo aislado - electrones
de pares libres del átomo en la molécula - la mitad del número total de electrones que
participan en enlaces covalentes con este átomo en la molécula.
Cuando se determina la estructura de Lewis correcta (o la estructura 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 en metano(CH4): FC = 4 - 0 - 8/2 = 0
nitrógeno en el grupo nitro NO2-: FC = 5 - 1 - 6/2 = 1
oxígeno unido por enlace simple en el NO2-: FC = 6 - 5 - 2/2 = 0
oxígeno unido por enlace doble en el NO2-: FC = 6 - 4 - 4/2 = 0
Un método alternativo para asignar carga a un átomo tomando en cuenta la
electronegatividad es por su número de oxidación. Otros conceptos relacionados son
valencia, que cuenta el número de electrones que un átomo usa en enlaces, y número de
coordinación, el número de átomos unidos al átomo de interés.

2. Contenido
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1 Ejemplos
2 Método alternativo
3 Carga Formal vs. Estado de Oxidación
4 Referencias
5 Enlaces externos
[editar] Ejemplos
El amonio NH4+ es una especie catiónica. Al usar los grupos verticales de los átomos en la
tabla periódica, es posible determinar que cada hidrógeno 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 en total 1 * 4 + 5 − 1. El dibujar la estructura de Lewis
da un átomo de nitrógeno hibridado en sp3 (4 enlaces) rodeado de átomos de hidrógeno. No
hay pares libres de electrones. En consecuencia, aplicando la definición de carga formal, el
hidrógeno tiene una carga formal de cero: , y el nitrógeno tiene una carga
formal de +1: . 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 16 electrones de valencia totales. Hay tres
formas diferentes de dibujar la estructura de Lewis
o Átomo de carbono unido por enlaces simples a cada átomo de oxígeno
(carbono = +2, oxígeno = -1 cada uno, carga formal total = 0)
o Átomo de carbono unido por enlace simple a un átomo de oxígeno y al otro
mediante un enlace doble (carbono = +1, oxígenodoble = 0, oxígenosimple = -1,
carga formal total = 0)
o 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 última es la superior,
porque no hay cargas en la molécula
[editar] Método alternativo

3. Aunque la fórmula dada anteriormente es correcta, suele ser difícil de manejar e ineficiente
para el uso. Un método alternativo es el siguiente:
Dibuja 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", cada enlace 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 sólo formales, 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.
[editar] Carga Formal vs. Estado de Oxidación
El concepto de estado 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:

4. 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 ausme 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 mayor electronegatividad, comparada con el átomo de
carbono. Esto puede ser visualizado más efectivamente en un mapa de potencial eléctrico.
Con el formalismo del estado de oxidación, los electrones en los enlaces son "otorgados" a
los átomos con mayor electronegatividad. La perspecttiva del estado de oxidación de la
molécula de CO2 se muestra a continuación:

5. Los estados de oxidación sobreenfatizan la naturaleza iónica 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 de estructuras de Lewis de las moléculas
condujo al desarrollo de modelos de aplicación más general y mayor precisión: la teoría del
enlace de valencia de Slater, Pauling, et al., y de ahí a la teoría de orbitales moleculares
desarrollada por Robert S. Mulliken y Hund.