Structure de Lewis de Cl2SO

Le soufre est parfois décrit comme un atome hypervalent, ou un atome qui en a plus de huit électrons de valence. Cela est possible dans une certaine mesure; le soufre peut en effet utiliser ses orbitales d pour la liaison. Cependant, des calculs de mécanique quantique récents suggèrent que lampleur de cette utilisation est négligeable. Par conséquent, votre livre représente très probablement la molécule $ \ ce {Cl_2SO} $ comme une molécule « à charge séparée ».

EDIT: Après réflexion, cela na toujours aucun sens. La charge est conservée et le chlorure de thionyle doit toujours avoir 26 électrons (quelle que soit leur distribution). Alors peut-être quen raison du degré élevé de caractère ionique des liaisons $ \ ce {S-Cl} $ et $ \ ce {S-O} $, les deux électrons manquants sont « dispersés » parmi ces ligands. (Cest de la spéculation). Peut-être que votre livre est vraiment erroné. Peut-être nont-ils pas compté une seule paire sur latome de soufre central ou ont-ils mal compté le nombre délectrons?

EDIT 2: Voici « une image de deux structures de Lewis possibles du chlorure de thionyle; comme nous pouvons le voir, le livre convient que la molécule de chlorure de thionyle est mieux représentée comme une molécule » à charge séparée « . Néanmoins, tous les électrons sont présents.

EDIT 3: Voici « une image de chlorure de thionyle qui la fait apparaître comme si la molécule navait que 24 électrons de valence. NB: le couple isolé est toujours là et sa présence est impliquée par labsence de toute indication dune charge formelle non nulle sur latome de soufre.

Commentaires

• En tant que structure de chlorure de thionyle est pyramidal, il ne peut pas y avoir dorbitale $ \ pi $ pour la double liaison. La version à charge séparée est donc supérieure en représentation.
• EDIT: Attendez, que voulez-vous dire?
• Martin Je pense que vous ' ve mal interprété la deuxième image (la deuxième image ne montre ' que la seule paire sur le soufre). La présence de LP ' est impliquée par l’absence de toute indication d’une charge formelle sur le soufre. Cela rend toujours la molécule pyramidale même si elle semble plane.
• Pour être parfaitement franc: il ny a pas de double liaison, car il ny a pas dorbitale $ \ pi $, car la molécule nest pas plane. La structure à charge séparée est la meilleure représentation. La structure à double liaison est souvent utilisée, car il est plus pratique pour les chimistes organiques de nécrire aucune charge.
• Oui et non. Une orbitale $ \ pi $ doit avoir un plan nodal et cela nest possible quavec une planéité (au moins locale). Dans ce cas, le soufre est mieux décrit comme $ \ ce {sp ^ 3} $ hybridé et il y a maintenant moyen avec cette configuration orbitale davoir une liaison $ \ pi $.

• Structure de Lewis:

• La bonne façon de déterminer la structure de Lewis, en se basant sur cet exemple, est:

  1. Electrons de valence totaux: 7 $ \ cdot2 + 6 \ cdot2 = 26 $
  2. Total des électrons nécessaires pour les octets / doublets: 8 $ \ cdot4 = 32 $
  3. Total des électrons partagés / de liaison: 32-26 $ = 6 $ (En dautres termes, il sont seulement trois liaisons.)
  4. Le total des électrons en paires isolées: $ \ text {Étape 1} – \ text {Étape 3} = 26 – 6 = 20 $ (En dautres termes, il ny a que 5 paires délectrons solitaires (2 paires pour $ \ ce {O} $, 6 paires pour $ \ ce {Cl} $ et le gros MAIS de lanalyse de la structure de Lewis: les paires solitaires restantes correspondent au soufre lors de la liaison avec loxygène.)

• Pour plus dinformations sur la façon de dessiner des structures de Lewis, veuillez suivre le lien