Hogyan lehet kiszámítani a szulfátion formális töltését?

A képlete helyes. Ha $ V $ az eredetileg egy atomhoz rendelt vegyérték elektronok száma, akkor a $ N $ a nem kötődő elektronok száma, és $ B $ a kötések száma ($ \ frac {1} {2} $ az atomok számától pontosabban az elektronok kötése), akkor a $ FC $ formális töltés:

$$ FC = V – (B + N) $$

A szulfátionnak két érvényes szerkezete van rajzolhat, az egyik kénes formális töltés nulla, a másik pedig a kén hivatalos töltése +2. Az alábbi struktúrák (a Wikipedia oldalról , nyilvánosan hozzáférhetők) követik a bosszantó, de megengedett szokást, amely szerint a magányos párokat sávokkal helyettesítik.

Ha a bal oldali (# 1) szerkezet megfelelő, akkor a kénatomnak ($ V = 6 $) hat kötvények ($ B = 6 $) és nincsenek magányos párok ($ N = 0 $). Két oxigénatom (V = 6) két kötéssel ($ B = 2 $) és két magányos párral ($ N = 4 $) rendelkezik, míg a másik két oxigénatom egy kötéssel ($ B = 1 $) és három magányos párral rendelkezik ($ N = 6 $). A kénatomnak és két oxigénatomnak $ FC = 0 $, a maradék két oxigénatomnak pedig $ FC = -1 $ az $ -2 $ ion teljes feltöltése.

$$ FC_ { \ ce {S}} = 6- (6 + 0) = 0 $$ $$ FC _ {\ ce {O_ {1,2}}} = 6- (2 + 4) = 0 $$ $$ FC _ {\ ce {O_ {3,4}}} = 6- (1 + 6) = – 1 $$

Ha a jobb oldali (# 2) szerkezet megfelelő, akkor a kénatom ($ V = 6 $) négy kötéssel rendelkezik ($ B = 4 $) és nincsenek egyedülálló párok ($ N = 0 $). Mind a négy oxigénatom (V = 6) egy kötéssel ($ B = 1 $) és három magányos párral ($ N = 6 $) rendelkezik. A kénatomnak $ FC = + 2 $, az oxigénatomoknak pedig $ FC = -1 $ az $ -2 $ ion teljes feltöltése. $$ FC _ {\ ce {S}} = 6- (4 + 0) = + 2 $$ $$ FC _ {\ ce {O}} = 6- (1 + 6) = – 1 $$

De várj! Alapvetőbb kérdés lehet: “Hogyan lehet a szulfátionnak két nagyon különböző szerkezete, amelyek különböző formális töltéseket tesznek a kén- és oxigénatomokra?”

A formális töltés egy szép könyvelési mechanizmus, de kísérletileg nincs összefüggésben a legtöbb molekula vagy ion egyik atomjának tényleges töltésével. A formális töltés csak a monoatomikus fajok tényleges töltésével egyenlő. A formális töltés a kémia által használt modellek kategóriájába tartozik, amelyek 1) hasznosak, 2) helyesen használják a helyes választ, és 3) teljesen hamisak. A kategória további modelljei közé tartozik az oxidációs szám, a VSEPR, a rezonancia és az elektronegativitás. A kísérleti bizonyítékok azt sugallják, hogy a szulfát valódi szerkezete egyesíti az 1. és a 2. szerkezet jellemzőit, de kihívást jelentene az általunk elfogadott formalizmusok felhasználásával rajzolni:

• mind a négy $ \ ce { A SO} $ kötvények hossza egyenlő (# 2).
• A $ \ ce {SO} $ kötvények hossza rövidebb, mint egy normál $ \ ce {SO} $ egyszeri kötvény, és hosszabb, mint egy normál $ \ ce {SO} $ duplája (# 1).
• A kénatomnak részleges pozitív töltése van (# 2) (vegye figyelembe, hogy a részleges töltéseknek a formális töltésekkel ellentétben vannak kísérleti alapjai).
• A négy oxigénatomnak ekvivalens részleges negatív töltései vannak (# 2).
• Az oxigénatomok részleges negatív töltései több mint -2 USD-t tesznek ki, de -4 USD közelében sem. $ (# 1).

Ben Norris “válasz kiváló. Együtt fogok működni egy vizuális eljárás, így más nézőpontot nyújthat.

Ahogyan megtanultam, az oxidációs számokat meghatározhatjuk w itt a kötő elektronok azt feltételeznék, hogy a kötések 100% -ban ionosak, míg a formális töltéseket úgy lehet meghatározni, hogy kitaláljuk, hol lennének az elektronok, ha a kötés 100% kovalens lenne.

Az egyenlet közvetlen alkalmazása helyett rajzoljon a vegyület Lewis-szerkezete. Most vágja le az összes kovalens kötést homolitikusan, vagyis egyenletesen ossza el a két elektront a kötési atomok között. Most számolja meg az egyes atomokhoz csatolt elektronok számát, és vonja le a szabad atomban lévő vegyérték elektronok számát. A kapott szám “elektronfelesleg” lesz, amely ellentétes a formális töltéssel, ezért csak szorozzuk -1-gyel. Itt van a példa.