Ich habe eine Site mit dieser Formel gefunden,
Formale Gebühr = [Anzahl der Valenzelektronen am Atom] – [nicht gebundene Elektronen + Anzahl der Bindungen]
Ich glaube nicht, dass ich es richtig verwende Finden der formalen Ladungen jedes Atoms in $ \ ce {SO_4 ^ {2 -}} $. $ \ ce {S} = 2 $, $ \ ce {O} = – 1 $ und dem anderen $ \ ce {O} = 0 $ und wenn Sie sie addieren, erhalte ich nicht die Gesamtgebühr von -2.
Wie berechnen Sie die formellen Gebühren?
Antwort
Ihre Formel ist korrekt. Wenn $ V $ die Anzahl der Valenzelektronen ist, die ursprünglich einem Atom zugeordnet waren, ist $ N $ die Anzahl der nichtbindenden Elektronen und $ B $ die Anzahl der Bindungen ($ \ frac {1} {2} $ der Anzahl von genauer gesagt Elektronen binden), dann ist die formale Ladung $ FC $:
$$ FC = V – (B + N) $$
Sulfation hat zwei gültige Strukturen dass Sie zeichnen könnten, eine mit Schwefel mit einer formalen Ladung von Null und eine mit Schwefel mit einer formalen Ladung von +2. Die folgenden Strukturen (von der Wikipedia-Seite , die öffentlich zugänglich ist) folgen der nervigen, aber zulässigen Konvention, einzelne Paare durch Balken zu ersetzen.
Wenn die Struktur links (# 1) korrekt ist, hat das Schwefelatom ($ V = 6 $) sechs Anleihen ($ B = 6 $) und keine Einzelpaare ($ N = 0 $). Zwei Sauerstoffatome (V = 6) haben zwei Bindungen ($ B = 2 $) und zwei Einzelpaare ($ N = 4 $), während die anderen beiden Sauerstoffatome eine Bindung ($ B = 1 $) und drei Einzelpaare haben ($ N = 6 $). Das Schwefelatom und zwei Sauerstoffatome haben $ FC = 0 $ und die verbleibenden zwei Sauerstoffatome haben $ FC = -1 $ für eine Gesamtladung des Ions von $ -2 $.
$$ FC_ { \ ce {S}} = 6- (6 + 0) = 0 $$ $$ FC _ {\ ce {O_ {1,2}}} = 6- (2 + 4) = 0 $$ $$ FC _ {\ ce {O_ {3,4}}} = 6- (1 + 6) = – 1 $$
Wenn die Struktur rechts (# 2) korrekt ist, dann das Schwefelatom ($ V. = 6 $) hat vier Anleihen ($ B = 4 $) und keine einzelnen Paare ($ N = 0 $). Alle vier Sauerstoffatome (V = 6) haben eine Bindung ($ B = 1 $) und drei Einzelpaare ($ N = 6 $). Das Schwefelatom hat $ FC = + 2 $ und die Sauerstoffatome haben $ FC = -1 $ für eine Gesamtladung des Ions von $ -2 $. $$ FC _ {\ ce {S}} = 6- (4 + 0) = + 2 $$ $$ FC _ {\ ce {O}} = 6- (1 + 6) = – 1 $$
Aber warte! Eine grundlegendere Frage könnte sein: „Wie kann das Sulfation zwei sehr unterschiedliche Strukturen haben, die unterschiedliche Schwefel- und Sauerstoffatome aufladen?“
Formale Ladung ist ein guter Buchhaltungsmechanismus, hat jedoch keine experimentell gültige Beziehung zur tatsächlichen Ladung eines Atoms in den meisten Molekülen oder Ionen. Die formale Ladung entspricht nur der tatsächlichen Ladung bei einatomigen Spezies. Die formale Ladung fällt in die Kategorie der Modelle, die wir in der Chemie verwenden und die 1) hilfreich sind, 2) bei korrekter Verwendung die richtige Antwort liefern und 3) völlig falsch sind. Andere Modelle in dieser Kategorie umfassen Oxidationszahl, VSEPR, Resonanz und Elektronegativität. Die experimentellen Beweise legen nahe, dass die reale Struktur von Sulfat Merkmale sowohl der Struktur Nr. 1 als auch der Struktur Nr. 2 kombiniert, es jedoch schwierig wäre, sie mit den von uns übernommenen Formalismen zu zeichnen:
- Alle vier $ \ ce { SO} $ -Anleihen sind gleich lang (# 2).
- Die Länge der $ \ ce {SO} $ -Anleihen ist kürzer als eine normale $ \ ce {SO} $ -Einzelanleihe und länger als a normal $ \ ce {SO} $ double (# 1).
- Das Schwefelatom hat eine teilweise positive Ladung (# 2) (beachten Sie, dass Teilladungen im Gegensatz zu formalen Ladungen eine experimentelle Grundlage haben) / li>
- Die vier Sauerstoffatome haben äquivalente negative Teilladungen (# 2).
- Die negativen Teilladungen an den Sauerstoffatomen addieren sich zu mehr als $ -2 $, aber nicht annähernd $ -4 $ (# 1).
Antwort
Die Antwort von Ben Norris „ist ausgezeichnet. Ich werde mit a zusammenarbeiten mehr visuelle Prozedur, so dass es eine andere Sichtweise bieten kann.
So wie ich es gelernt habe, können Oxidationszahlen durch Herausfinden von w bestimmt werden Hier würden die Bindungselektronen annehmen, dass Bindungen zu 100% ionisch sind, während formale Ladungen bestimmt werden können, indem herausgefunden wird, wo sich die Elektronen befinden würden, wenn die Bindung zu 100% kovalent wäre.
Anstatt eine Gleichung direkt anzuwenden, zeichnen Sie die Lewis-Struktur der Verbindung. Schneiden Sie nun alle kovalenten Bindungen homolytisch ab, d. H. Verteilen Sie die beiden Elektronen gleichmäßig zwischen den Bindungsatomen. Zählen Sie nun die Anzahl der an jedes Atom gebundenen Elektronen und subtrahieren Sie die Anzahl der Valenzelektronen, die das freie Atom hat. Die Zahl, die Sie erhalten, ist ein „Elektronenüberschuss“, der das Gegenteil der formalen Ladung ist. Multiplizieren Sie also einfach mit -1. Hier ist Ihr Beispiel ausgearbeitet.
