Hvordan beregnes den formelle ladning af sulfation?

Din formel er korrekt. Hvis $ V $ er antallet af valenselektroner, der oprindeligt er tildelt et atom, er $ N $ antallet af ikke-bindende elektroner, og $ B $ er antallet af obligationer ($ \ frac {1} {2} $ af antallet af bindingselektroner for at være mere præcise), så er den formelle ladning $ FC $:

$$ FC = V – (B + N) $$

Sulfation har to gyldige strukturer at du kunne tegne, en med svovl med en formel ladning på nul og en med svovl med en formel ladning på +2. Strukturerne nedenfor (fra Wikipedia-siden , frigivet i det offentlige område) følger den irriterende, men tilladte konvention om at erstatte ensomme par med søjler.

Hvis strukturen til venstre (# 1) er korrekt, har svovlatomet ($ V = 6 $) seks obligationer ($ B = 6 $) og ingen ensomme par ($ N = 0 $). To iltatomer (V = 6) har to bindinger ($ B = 2 $) og to ensomme par ($ N = 4 $), mens de to andre iltatomer har en binding ($ B = 1 $) og tre ensomme par ($ N = 6 $). Svovlatomet og to iltatomer har $ FC = 0 $, og de resterende to iltatomer har $ FC = -1 $ for en samlet ladning på ionen på $ -2 $.

$$ FC_ { \ ce {S}} = 6- (6 + 0) = 0 $$ $$ FC _ {\ ce {O_ {1,2}}} = 6- (2 + 4) = 0 $$ $$ FC _ {\ ce {O_ {3,4}}} = 6- (1 + 6) = – 1 $$

Hvis strukturen til højre (# 2) er korrekt, er svovlatomet ($ V = 6 $) har fire obligationer ($ B = 4 $) og ingen ensomme par ($ N = 0 $). Alle fire iltatomer (V = 6) har en binding ($ B = 1 $) og tre ensomme par ($ N = 6 $). Svovlatomet har $ FC = + 2 $, og iltatomerne har $ FC = -1 $ for en samlet ladning på ionen på $ -2 $. $$ FC _ {\ ce {S}} = 6- (4 + 0) = + 2 $$ $$ FC _ {\ ce {O}} = 6- (1 + 6) = – 1 $$

Men vent! Et mere grundlæggende spørgsmål kan være “Hvordan kan sulfationen have to meget forskellige strukturer, der lægger forskellige formelle ladninger på svovl- og iltatomerne?”

Formel ladning er en god bogføringsmekanisme, men har ingen eksperimentelt gyldig sammenhæng med den faktiske ladning på ethvert atom i de fleste molekyler eller ioner. Formel ladning er kun lig med faktisk ladning på monoatomiske arter. Formel ladning falder inden for den kategori af modeller, som vi bruger i kemi, der er 1) nyttige, 2) giver det rigtige svar, når de bruges korrekt, og 3) helt falske. Andre modeller i denne kategori inkluderer oxidationsnummer, VSEPR, resonans og elektronegativitet. Eksperimentelle beviser antyder, at den virkelige struktur af sulfat kombinerer funktioner i både struktur nr. 1 og struktur nr. 2, men det ville være udfordrende at tegne ved hjælp af formaliteterne, vi har vedtaget:

• Alle fire $ \ ce { SO} $ obligationer har samme længde (# 2).
• Længden af $ \ ce {SO} $ obligationer er kortere end en normal $ \ ce {SO} $ enkelt obligation og længere end en normal $ \ ce {SO} $ dobbelt (# 1).
• Svovlatomet har en delvis positiv ladning (# 2) (bemærk, at delvise ladninger i modsætning til formelle ladninger har noget eksperimentelt grundlag).
• De fire iltatomer har ækvivalente delvise negative ladninger (# 2).
• De delvise negative ladninger på iltatomerne føjer til mere end $ -2 $, men ikke i nærheden af $ -4 $ (Nr. 1).

Ben Norris “svaret er fremragende. Jeg vil samarbejde med en mere visuel procedure, så det kan give et andet synspunkt.

Den måde, jeg har lært det på, kan oxidationstal bestemmes ved at finde ud af w her ville bindingselektronerne antage, at bindinger er 100% ioniske, mens formelle ladninger kan bestemmes ved at finde ud af, hvor elektronerne ville være, hvis bindingen var 100% kovalent.

I stedet for at anvende en ligning direkte, tegne Lewis-strukturen af forbindelsen. Skær nu alle kovalente bindinger homolytisk, dvs. jævnt fordelt de to elektroner mellem bindingsatomer. Tæl nu antallet af elektroner, der er knyttet til hvert atom, og træk antallet af valenselektroner, som det frie atom har. Det antal, du opnår, vil være et “elektronoverskud”, hvilket er det modsatte af den formelle ladning, så gang bare med -1. Her er dit eksempel udarbejdet.