Lewis-Struktur von Cl2SO

Schwefel wird manchmal als hypervalentes Atom oder als ein Atom mit mehr als acht Atomen beschrieben Valenzelektronen. Dies ist bis zu einem gewissen Grad möglich; Schwefel kann tatsächlich seine d-Orbitale zur Bindung nutzen. Neuere quantenmechanische Berechnungen legen jedoch nahe, dass das Ausmaß dieser Nutzung vernachlässigbar ist. Daher repräsentiert Ihr Buch höchstwahrscheinlich das $ \ ce {Cl_2SO} $ -Molekül als „ladungsgetrenntes“ Molekül.

BEARBEITEN: Nach weiteren Überlegungen macht dies immer noch keinen Sinn. Die Ladung bleibt erhalten und Thionylchlorid sollte immer 26 Elektronen haben (egal wie sie verteilt sind). Aufgrund des hohen Grads an ionischem Charakter in den $ \ ce {S-Cl} $ – und $ \ ce {S-O} $ -Bindungen sind die fehlenden zwei Elektronen möglicherweise unter diesen Liganden „dispergiert“. (Dies ist Spekulation). Vielleicht ist Ihr Buch wirklich ein Irrtum. Vielleicht haben sie kein einzelnes Paar am zentralen Schwefelatom gezählt oder auf andere Weise die Anzahl der Elektronen falsch gezählt?

EDIT 2: Hier „ein Bild von zwei möglichen Lewis-Strukturen von Thionylchlorid; wie wir sehen können, stimmt das Buch zu, dass das Thionylchloridmolekül besser als“ ladungsgetrenntes „Molekül dargestellt wird. Alle Elektronen sind vorhanden.

BEARBEITEN Sie 3: Hier „ein Bild von Thionylchlorid, das es erscheinen lässt als ob das Molekül nur 24 Valenzelektronen hat. NB: Das einsame Paar ist immer noch da und seine Anwesenheit wird durch das Fehlen jeglicher Hinweise auf eine formale Ladung ungleich Null am Schwefelatom impliziert.

Kommentare

• Als Struktur von Thionylchlorid ist pyramidenförmig, es kann kein $ \ pi $ -Orbital für die Doppelbindung geben. Die ladungsgetrennte Version ist daher in der Darstellung überlegen.
• BEARBEITEN: Warten Sie, was meinen Sie?
• Martin Ich denke, Sie ' haben Das zweite Bild wurde falsch interpretiert (das zweite Bild zeigt nicht ' das einzige Paar auf dem Schwefel). Das Vorhandensein der LP ' wird durch das Fehlen jeglicher Hinweise auf eine formale Ladung des Schwefels impliziert. Dies macht das Molekül immer noch pyramidenförmig, obwohl es planar aussieht.
• Um ganz ehrlich zu sein: Es gibt keine Doppelbindung, weil es kein $ \ pi $ -Orbital gibt, weil das Molekül nicht planar ist. Die ladungsgetrennte Struktur ist die beste Darstellung. Die doppelt gebundene Struktur wird häufig verwendet, da es für organische Chemiker bequemer ist, keine Ladungen zu schreiben.
• Ja und Nein. Ein $ \ pi $ -Orbital muss eine Knotenebene haben, und dies ist nur mit (zumindest lokaler) Planarität möglich. In diesem Fall wird der Schwefel am besten als $ \ ce {sp ^ 3} $ hybridisiert beschrieben, und mit dieser Orbitalkonfiguration besteht nun die Möglichkeit, eine $ \ pi $ -Bindung zu haben.

• Lewis-Struktur:

• Der richtige Weg, um die Lewis-Struktur anhand dieses Beispiels zu bestimmen, ist:

  1. Gesamtvalenzelektronen: $ 7 \ cdot2 + 6 \ cdot2 = 26 $
  2. Gesamtzahl der für Oktette / Dubletts benötigten Elektronen: $ 8 \ cdot4 = 32 $
  3. Gesamtzahl der gemeinsam genutzten / bindenden Elektronen: $ 32-26 = 6 $ (Mit anderen Worten, dort sind nur drei Bindungen.)
  4. Gesamtelektronen in Einzelpaaren: $ \ text {Schritt 1} – \ text {Schritt 3} = 26 – 6 = 20 $ (Mit anderen Worten, das sind nur 5 Paare von einsamen Elektronen (2 Paare für $ \ ce {O} $, 6 Paare für $ \ ce {Cl} $ und das große ABER der Lewis-Strukturanalyse: Die verbleibenden Einzelpaare entsprechen dem Schwefel bei der Bindung an Sauerstoff.)

• Weitere Informationen zum Zeichnen von Lewis-Strukturen finden Sie unter dem Link