Jai regardé cette question et je ne pouvais toujours pas comprendre. Pourquoi, dans $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ ne « t les 4 oxygènes créent des doubles liaisons.
Dans ce cas, tous les oxygènes auront 0 charge formelle tandis que le soufre aura -2.
Dans ce que jai vu, seulement 2 oxygènes créent des doubles liaisons faisant que le soufre na pas de charge formelle, 2 oxygènes ont -1 charge formelle et 2 autres aucune charge formelle.
Lors de la comparaison charge formelle de -2 sur le soufre, il est en effet moins stable que pas de charge formelle du tout, et cest pourquoi cela devrait être la structure de résonance la plus courante. Mais partout où jai regardé ce nétait pas le cas, $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ na créé que 2 doubles liaisons et je ne comprends pas pourquoi. Les oxygènes ne peuvent-ils pas créer des liaisons de coordination avec le soufre?
Commentaires
- Avoir des charges formelles supérieures à 1 sur un seul atome aura tendance à être moins stable que de le répandre. De plus, loxygène est plus électronégatif que le soufre, donc on sattendrait à plus de négatifs charge formelle de résider sur les oxygènes que sur le soufre. @guesting
- En fait, il ny a aucune double liaison.
- Voir cette réponse pour une discussion sur $ \ ce {S O3 ^ 2 -} $ qui est essentiellement identique mais pour un oxygène manquant (et donc une paire isolée de soufre).
Answer
Ce que vous avez vu nest pas une représentation précise de la situation de liaison selon la théorie actuellement acceptée. La structure correcte du sulfate, illustrée ci-dessous, na exactement aucune double liaison. Martin a effectué un calcul sur lion sulfite étroitement lié (dans lequel il y a un oxygène de moins conduisant à une paire isolée sur le soufre) qui montre des orbitales de liaison de type π nulles . Malheureusement, je nai trouvé aucun calcul de la structure du sulfate dans une recherche rapide mais soyez assuré que ce sera lextension logique du sulfite.
Dans cette structure, le soufre est entouré dexactement huit électrons de valence comme le prédit la règle de loctet. Si vous rencontrez une représentation dun composé du groupe principal dans lequel un atome a plus délectrons à son voisinage que la règle de loctet ne le permet, il y a de fortes chances que cette représentation soit soit simplificatrice (par exemple: dessiner un 4- liaison électron-3-centre comme sil sagissait de deux liaisons simples), une réaction instable intermédiaire ou carrément incorrecte.
Le soufre ne peut pas former plus de quatre liaisons traditionnelles à 2 électrons-2-centres (doubles liaisons comptant comme deux liaisons, triples liaisons comme trois liaisons) en raison dun manque dorbitales disponibles. À un niveau très basique, général et simplifié, une telle liaison 2e2c (localisée) se forme lorsquune orbitale de chaque atome se chevauche, ce qui entraîne une liaison et une orbitale anti-liante. Le soufre ne dispose que de quatre orbitales de ce type (une 3s et trois 3p) pour la liaison, de sorte que tout électron dépassant les huit premiers devrait être placé dans une orbitale anti-adhérente – mais cela entraînerait une diminution de lordre des liaisons plutôt quune augmentation.
Historiquement, la représentation du sulfate que vous avez donnée était «expliquée» par le soufre en utilisant ses orbitales 3D pour la liaison. Ces orbitales sont virtuelles (inoccupées) mais existent mathématiquement. Cependant, leur énergie est trop élevée pour quun lien significatif se forme. Il peut être calculé (et a été, quelque part sur ce site que je ne peux pas localiser pour le moment) que la participation des orbitales d dans de tels composés est très faible – certainement bien inférieure à un $ \ mathrm {sp ^ 3d} $ ou même $ \ mathrm {sp ^ 3d ^ 2} $ une orbite hybride exigerait. Ainsi, il est préférable que lidée des doubles liaisons dans le sulfate soit purgée des manuels hier.
Réponse
Lion sulfate est dérivé de la molécule dacide sulfurique:
Lorsquil subit des réactions chimiques, il donne généralement les deux hydrogènes sous forme dions $ \ ce {H +} $ . Cela laisse lion sulfate: $$ \ ce {H2SO4 – > 2H + + SO4 ^ 2 -} $$ Quand lion $ \ ce {H ^ +} $ part, il laisse son électron derrière, donc il doit aller quelque part (il reste avec le $ \ ce {O} $ atom).
En théorie, si $ \ ce {SO4} $ existait, avec tous les atomes de $ \ ce {O} $ liés en double au $ \ ce {S} $ , alors le soufre aurait un total de 16 électrons dans sa couche de valence, ce qui le rendrait plus instable. Mais la raison principale est que le soufre na que 6 électrons de valence en premier lieu, il ne peut donc former que jusquà 6 liaisons covalentes.Cela lui donne un total de 12 électrons de valence.
Dans la théorie de la charge formelle, lidée est en effet dessayer de garder les FC individuels aussi proches que possible de zéro, mais aussi de casser le moins possible la règle de loctet . Lion sulfate est très stable: ce nest pas parce que quelque chose est un ion quil est instable. En fait, il est souvent beaucoup plus stable que les molécules non chargées.