Jeg kiggede dette spørgsmål op og kunne stadig ikke forstå. Hvorfor i $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ don t de 4 oxygener skabe dobbeltbindinger.
I så fald vil alle oxygens have 0 formel ladning, mens svovlet vil have -2.
I det, jeg har set, har kun 2 oxygener skabt dobbeltbindinger, hvilket gør, at svovlet ikke har nogen formel ladning, 2 oxygener har -1 formel ladning og 2 andre ingen formel ladning. formel ladning af -2 på svovlet, det er faktisk mindre stabilt end slet ingen formel ladning, og det er derfor, det skulle være den mest almindelige resonansstruktur. Men overalt kiggede jeg, det var ikke tilfældet, -container “> $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ skabte kun 2 dobbeltbindinger, og jeg kan ikke forstå hvorfor. Kan oxygens ikke skabe koordinationsbindinger med svovlet?
Kommentarer
- At have formelle ladninger større end 1 på et enkelt atom vil have en tendens til at være mindre stabil end at sprede det rundt. Også ilt er mere elektronegativ end svovl, så vi ville forvente mere af det negative formel afgift at opholde sig på oxygener end svovlet. @guesting
- Faktisk er der nul dobbeltbindinger.
- Se dette svar til en diskussion om $ \ ce {S O3 ^ 2 -} $, der i det væsentlige er identisk, men for et manglende ilt (og dermed et svovl-ensomt par).
Svar
Det, du har set, er ikke en nøjagtig skildring af bindingssituationen i henhold til den nuværende accepterede teori. Den korrekte struktur af sulfat, vist nedenfor, har nøjagtigt nul dobbeltbindinger. Martin udførte en beregning af den nært beslægtede sulfition (hvor der er et mindre ilt, der fører til et ensomt par på svovl), der viser nul π-type bindingsorbitaler . Desværre fandt jeg ingen beregning af sulfatstrukturen i en hurtig søgning, men var sikker på at det vil være den logiske udvidelse af sulfit.
I denne struktur er svovl omgivet af nøjagtigt otte valenselektroner som forudsagt af oktetreglen. Hvis du støder på en hvilken som helst skildring af en hovedgruppeforbindelse, hvor et atom har flere elektroner i nærheden, end oktetreglen tillader, er chancerne for, at denne skildring enten er forenkling (for eksempel: tegning af en 4- elektron-3-centerbinding som om det var to enkeltbindinger), et ustabilt reaktionsmellemrum eller direkte forkert.
Svovl kan ikke danne mere end fire traditionelle 2-elektron-2-centrumbindinger (dobbeltbindinger tæller som to obligationer, tredobbelte obligationer som tre obligationer) på grund af mangel på tilgængelige orbitaler. På et meget grundlæggende, generelt og forenklet niveau dannes en sådan (lokaliseret) 2e2c-binding, når en orbital i hvert atom overlapper hinanden, hvilket resulterer i en binding og en antibonderende orbital. Svovl har kun fire sådanne orbitaler til rådighed (en 3s og tre 3p) til binding, så enhver elektron, der overstiger de første otte, skal placeres i en anti-bindende orbital – men det vil medføre et fald i bindingsrækkefølgen snarere end en stigning.
Historisk blev skildringen af sulfat, som du gav, forklaret med svovl ved hjælp af dens 3d-orbitaler til binding. Disse orbitaler er virtuelle (ledige), men findes matematisk. Imidlertid er deres energi for høj til, at der kan dannes nogen meningsfuld binding. Det kan beregnes (og har været et eller andet sted på dette sted, som jeg ikke kan finde i øjeblikket), at deltagelsen af d orbitaler i sådanne forbindelser er meget lav – bestemt langt lavere end en $ \ mathrm {sp ^ 3d} $ eller endda $ \ mathrm {sp ^ 3d ^ 2} $ hybridbane ville kræve. Det er således bedst, at tanken om dobbeltbindinger i sulfat renses fra lærebøgerne i går.
Svar
Sulfationen stammer fra svovlsyre-molekylet:
Når det gennemgår kemiske reaktioner, donerer det typisk begge hydrogener som $ \ ce {H +} $ -ioner. Dette efterlader sulfationen: $$ \ ce {H2SO4 – > 2H + + SO4 ^ 2 -} $$ Når $ \ ce {H ^ +} $ ionen afgår, den efterlader sin elektron bag sig, så den er nødt til at gå et sted (den forbliver med $ \ ce {O} $ atom).
Hypotetisk hvis $ \ ce {SO4} $ eksisterede, med alle $ \ ce {O} $ atomer dobbeltbundet til $ \ ce {S} $ , så ville svovlet have i alt 16 elektroner i sin valensskal, hvilket ville gøre det mere ustabilt. Men hovedårsagen er, at svovl kun har 6 valenselektroner i første omgang, så det kan kun danne op til 6 kovalente bindinger.Dette giver det i alt 12 valenselektroner.
I formel ladningsteori er ideen faktisk at forsøge at holde individuelle FCer så tæt på nul som muligt, men også at bryde oktetreglen så lidt som muligt . Sulfationen er meget stabil: bare fordi noget er en ion betyder ikke, at det er ustabilt. Faktisk er det ofte meget mere stabilt end uladede molekyler.