Ich habe diese Frage nachgeschlagen und konnte sie immer noch nicht verstehen. Warum in $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ Die 4 Sauerstoffatome bilden keine Doppelbindungen.
In diesem Fall haben alle Sauerstoffatome währenddessen 0 formale Ladung Der Schwefel wird -2 haben.
In dem, was ich gesehen habe, bilden nur 2 Sauerstoffatome Doppelbindungen, wodurch der Schwefel keine formale Ladung hat, 2 Sauerstoffatome haben -1 formale Ladung und 2 andere haben keine formale Ladung.
Beim Vergleich Die formale Ladung von -2 auf dem Schwefel ist in der Tat weniger stabil als gar keine formale Ladung, und deshalb sollte es die häufigste Resonanzstruktur sein. Aber überall, wo ich hinschaute, war das nicht der Fall, $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ hat nur 2 Doppelbindungen erzeugt, und ich kann nicht verstehen, warum. Können die Sauerstoffatome keine Koordinationsbindungen mit dem Schwefel herstellen?
Kommentare
- Formale Ladungen von mehr als 1 an einem einzelnen Atom sind in der Regel weniger stabil als die Ausbreitung. Außerdem ist Sauerstoff elektronegativer als Schwefel, sodass wir mehr vom Negativen erwarten würden formale Ladung, um sich auf den Sauerstoffatomen als dem Schwefel zu befinden. @guesting
- Tatsächlich gibt es keine Doppelbindungen.
- Siehe diese Antwort für eine Diskussion über $ \ ce {S. O3 ^ 2 -} $, das im Wesentlichen identisch ist, jedoch für einen fehlenden Sauerstoff (und damit ein Schwefel-Einzelpaar).
Antwort
Was Sie gesehen haben, ist keine genaue Darstellung der Bindungssituation gemäß der derzeit akzeptierten Theorie. Die unten gezeigte korrekte Struktur von Sulfat weist genau null Doppelbindungen auf. Martin führte eine Berechnung für das eng verwandte Sulfition durch (bei dem ein Sauerstoff weniger zu einem einzigen Paar auf Schwefel führt), das Bindungsorbitale vom π-Typ Null zeigt . Leider habe ich bei einer Schnellsuche keine Berechnung der Sulfatstruktur gefunden, aber seien Sie versichert, dass dies die logische Erweiterung von Sulfit sein wird.
In dieser Struktur ist Schwefel von genau acht Valenzelektronen umgeben, wie durch die Oktettregel vorhergesagt. Wenn Sie auf eine Darstellung einer Hauptgruppenverbindung stoßen, in der ein Atom mehr Elektronen in seiner Nähe hat, als es die Oktettregel zulässt, ist diese Darstellung wahrscheinlich entweder vereinfachend (zum Beispiel: Zeichnen einer 4- Elektronen-3-Zentrum-Bindung, als ob es zwei Einfachbindungen wären), ein instabiles Reaktionszwischenprodukt oder völlig falsch.
Schwefel kann nicht mehr als vier herkömmliche 2-Elektronen-2-Zentrum-Bindungen bilden (Doppelbindungen zählen als zwei Bindungen, Dreifachbindungen als drei Bindungen) aufgrund fehlender verfügbarer Orbitale. Auf einer sehr grundlegenden, allgemeinen und vereinfachten Ebene wird eine solche (lokalisierte) 2e2c-Bindung gebildet, wenn sich ein Orbital jedes Atoms überlappt, was zu einer Bindung und einem antibindenden Orbital führt. Schwefel verfügt nur über vier solcher Orbitale (ein 3s und drei 3p) für die Bindung, sodass jedes Elektron, das die ersten acht überschreitet, in ein antibindendes Orbital gebracht werden müsste – dies würde jedoch eher zu einer Verringerung der Bindungsreihenfolge als zu einer Zunahme führen.
Historisch gesehen wurde die Darstellung von Sulfat, die Sie gegeben haben, durch Schwefel unter Verwendung seiner 3d-Orbitale zur Bindung „erklärt“. Diese Orbitale sind virtuell (nicht besetzt), existieren jedoch mathematisch. Ihre Energie ist jedoch zu hoch, um eine sinnvolle Bindung zu bilden. Es kann berechnet werden (und war es irgendwo auf dieser Seite, die ich momentan nicht finden kann), dass die Beteiligung von d-Orbitalen an solchen Verbindungen sehr gering ist – sicherlich weitaus geringer als bei einem $ \ mathrm {sp ^ 3d} $ oder sogar $ \ mathrm {sp ^ 3d ^ 2} $ Hybridorbital würde erfordern. Daher ist es am besten, die Idee der Doppelbindungen in Sulfat gestern aus den Lehrbüchern zu entfernen.
Antwort
Das Sulfation wird vom Schwefelsäuremolekül abgeleitet:
Wenn es chemische Reaktionen eingeht, spendet es typischerweise beide Wasserstoffatome als $ \ ce {H +} $ -Ionen. Dies hinterlässt das Sulfation: $$ \ ce {H2SO4 – > 2H + + SO4 ^ 2 -} $$ Wann Das $ \ ce {H ^ +} $ -Ion verlässt, es lässt sein Elektron zurück und muss irgendwohin (es bleibt bei der $ \ ce {O} $ Atom).
Hypothetisch, wenn $ \ ce {SO4} $ existiert, mit allen $ \ ce {O} $ -Atomen, die doppelt an den $ \ ce {S} $ gebunden sind Dann hätte der Schwefel insgesamt 16 Elektronen in seiner Valenzschale, was ihn instabiler machen würde. Der Hauptgrund ist jedoch, dass Schwefel in erster Linie nur 6 Valenzelektronen hat, so dass er nur bis zu 6 kovalente Bindungen bilden kann.Dies ergibt insgesamt 12 Valenzelektronen.
In der formalen Ladungstheorie besteht die Idee tatsächlich darin, einzelne FCs so nahe wie möglich an Null zu halten, aber auch die Oktettregel so wenig wie möglich zu brechen . Das Sulfation ist sehr stabil: Nur weil etwas ein Ion ist, heißt das nicht, dass es instabil ist. Tatsächlich ist es oft viel stabiler als ungeladene Moleküle.