Hvordan beregne den formelle ladningen av sulfation?

Formelen din er riktig. Hvis $ V $ er antall valenselektroner som opprinnelig ble tildelt et atom, er $ N $ antall ikke-bindende elektroner, og $ B $ er antall obligasjoner ($ \ frac {1} {2} $ av antall bindingselektroner for å være mer presis), så er den formelle ladningen $ FC $:

$$ FC = V – (B + N) $$

Sulfation har to gyldige strukturer som du kunne tegne, en med svovel som har en formell ladning på null og en med svovel som har en formell ladning på +2. Strukturene nedenfor (fra Wikipedia-siden , utgitt i det offentlige området) følger den irriterende, men tillatte konvensjonen om å erstatte ensomme par med søyler.

Hvis strukturen til venstre (# 1) er riktig, har svovelatomet ($ V = 6 $) seks obligasjoner ($ B = 6 $) og ingen ensomme par ($ N = 0 $). To oksygenatomer (V = 6) har to bindinger ($ B = 2 $) og to ensomme par ($ N = 4 $), mens de to andre oksygenatomer har en binding ($ B = 1 $) og tre ensomme par ($ N = 6 $). Svovelatomet og to oksygenatomer har $ FC = 0 $ og de resterende to oksygenatomer har $ FC = -1 $ for en samlet ladning på ionen på $ -2 $.

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

Hvis strukturen til høyre (# 2) er riktig, er svovelatomet ($ V = 6 $) har fire obligasjoner ($ B = 4 $) og ingen ensomme par ($ N = 0 $). Alle fire oksygenatomer (V = 6) har en binding ($ B = 1 $) og tre ensomme par ($ N = 6 $). Svovelatomet har $ FC = + 2 $ og oksygenatomer har $ FC = -1 $ for en samlet ladning på ionet på $ -2 $. $$ FC _ {\ ce {S}} = 6- (4 + 0) = + 2 $$ $$ FC _ {\ ce {O}} = 6- (1 + 6) = – 1 $$

Men vent! Et mer grunnleggende spørsmål kan være «Hvordan kan sulfationen ha to veldig forskjellige strukturer som setter forskjellige formelle ladninger på svovel- og oksygenatomene?»

Formell ladning er en fin bokføringsmekanisme, men har ingen eksperimentelt gyldig sammenheng med den faktiske ladningen på noe atom i de fleste molekyler eller ioner. Formell ladning tilsvarer bare faktisk ladning på monoatomiske arter. Formell ladning faller inn i kategorien modeller som vi bruker i kjemi som er 1) nyttige, 2) gir riktig svar når de brukes riktig, og 3) helt falske. Andre modeller i denne kategorien inkluderer oksidasjonsnummer, VSEPR, resonans og elektronegativitet. Det eksperimentelle beviset antyder at den virkelige strukturen til sulfat kombinerer funksjonene i både struktur nr. 1 og struktur nr. 2, men ville være utfordrende å tegne ved hjelp av formalismene vi har vedtatt:

• Alle fire $ \ ce { SO} $ obligasjoner er like lange (# 2).
• Lengden på $ \ ce {SO} $ obligasjoner er kortere enn en vanlig $ \ ce {SO} $ enkeltobligasjon og lengre enn en normal $ \ ce {SO} $ dobbelt (# 1).
• Svovelatomet har en delvis positiv ladning (# 2) (merk at delvis ladninger, i motsetning til formelle ladninger, har noe eksperimentelt grunnlag).
• De fire oksygenatomer har ekvivalente delvise negative ladninger (# 2).
• De delvise negative ladningene på oksygenatomene legger til mer enn $ -2 $, men ikke i nærheten av $ -4 $ (# 1).

Ben Norris «svaret er utmerket. Jeg vil samarbeide med en mer visuell prosedyre, så det kan gi et annet synspunkt.

Slik jeg har lært det, kan oksidasjonstall bestemmes ved å finne ut w her ville bindingselektronene antatt at bindinger er 100% ioniske, mens formelle ladninger kan bestemmes ved å finne ut hvor elektronene ville være hvis bindingen var 100% kovalent.

I stedet for å bruke en ligning direkte, tegne Lewis-strukturen til forbindelsen. Klipp nå alle kovalente bindinger homolytisk, dvs. jevnt fordelt de to elektronene mellom bindingsatomene. Nå teller antall elektroner som er festet til hvert atom, og trekker antall valenselektroner det frie atomet har. Tallet du får vil være et «elektronoverskudd», som er det motsatte av den formelle ladningen, så bare multipliser med -1. Her har eksemplet ditt gått.