Jeg slo opp dette spørsmålet og kunne fortsatt ikke forstå. Hvorfor i $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ ikke de 4 oksygene skaper dobbeltbindinger.
I så fall vil alle oksygene ha 0 formell ladning mens svovelet vil ha -2.
I det jeg har sett har bare to oksygener skapt dobbeltbindinger som gjør at svovelet ikke har noen formell ladning, to oksygener har -1 formell ladning og 2 andre ingen formell ladning.
Når vi sammenligner formell ladning av -2 på svovelet, det er faktisk mindre stabilt enn ingen formell ladning i det hele tatt, og det er derfor det skulle være den vanligste resonansstrukturen. Men overalt jeg så var det ikke tilfelle, $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ opprettet bare to dobbeltbindinger, og jeg kan ikke forstå hvorfor. Kan ikke oksygene skape koordineringsbindinger med svovel?
Kommentarer
- Å ha formelle ladninger større enn 1 på et enkelt atom vil ha en tendens til å være mindre stabil enn å spre det rundt. Dessuten er oksygen mer elektronegativ enn svovel, så vi forventer mer av det negative formell belastning for å ligge på oksygene enn svovel. @guesting
- Egentlig er det null dobbeltbindinger.
- Se dette svaret for en diskusjon om $ \ ce {S O3 ^ 2 -} $ som i det vesentlige er identisk, men for manglende oksygen (og dermed et svovel-ensomt par).
Svar
Det du har sett er ikke en nøyaktig skildring av bindingssituasjonen i henhold til gjeldende akseptert teori. Den riktige strukturen av sulfat, vist nedenfor, har nøyaktig null dobbeltbindinger. Martin utførte en beregning på nært beslektet sulfittion (der det er ett mindre oksygen som fører til et ensomt par på svovel) som viser null π-type bindingsorbitaler . Dessverre fant jeg ingen beregninger av sulfatstrukturen i et raskt søk, men vær trygg på at det vil være den logiske utvidelsen av sulfitt.
I denne strukturen er svovel omgitt av nøyaktig åtte valenselektroner som forutsagt av oktettregelen. Hvis du kommer over en hvilken som helst avbildning av en hovedgruppeforbindelse der et atom har flere elektroner i nærheten enn oktettregelen tillater, er sjansen stor for at denne skildringen enten er forenkling (for eksempel: tegner en 4- elektron-3-senterbinding som om det var to enkeltbindinger), en ustabil reaksjonsmellom eller direkte feil.
Svovel kan ikke danne mer enn fire tradisjonelle 2-elektron-2-senterbindinger (dobbeltbindinger teller som to obligasjoner, tredoblinger som tre obligasjoner) på grunn av mangel på tilgjengelige orbitaler. På et veldig grunnleggende, generelt og forenklet nivå dannes en slik (lokalisert) 2e2c-binding når en bane av hvert atom overlapper hverandre, noe som resulterer i en binding og en antibondende bane. Svovel har bare fire slike orbitaler tilgjengelig (en 3s og tre 3p) for binding, så ethvert elektron som overstiger de første åtte, må plasseres i en antikondenserende bane – men det vil føre til en reduksjon i bindingsrekkefølgen i stedet for en økning.
Historisk ble skildringen av sulfat du ga «forklart» med svovel ved hjelp av dens 3d-orbitaler for binding. Disse orbitalene er virtuelle (ledige), men eksisterer matematisk. Imidlertid er energien deres for høy til at noen meningsfylt bånd kan dannes. Det kan beregnes (og har vært, et eller annet sted på dette nettstedet som jeg ikke kan finne for øyeblikket) at deltakelsen til d-orbitaler i slike forbindelser er veldig lav – absolutt langt lavere enn en $ \ mathrm {sp ^ 3d} $ eller til og med $ \ mathrm {sp ^ 3d ^ 2} $ hybridbane vil kreve. Dermed er det best at ideen om dobbeltbindinger i sulfat renses fra lærebøkene i går.
Svar
Sulfationen er avledet fra svovelsyremolekylet:
Når den gjennomgår kjemiske reaksjoner, donerer den vanligvis begge hydrogener som $ \ ce {H +} $ -ioner. Dette etterlater sulfationen: $$ \ ce {H2SO4 – > 2H + + SO4 ^ 2 -} $$ Når $ \ ce {H ^ +} $ ionen avgår, den etterlater elektronet sitt, så det må gå et sted (det blir igjen med $ \ ce {O} $ atom).
Hypotetisk hvis $ \ ce {SO4} $ eksisterte, med alle $ \ ce {O} $ atomer dobbeltbundet til $ \ ce {S} $ , da ville svovelet ha totalt 16 elektroner i valensskallet, noe som ville gjøre det mer ustabilt. Men hovedårsaken er at svovel bare har 6 valenselektroner i utgangspunktet, så det kan bare danne opptil 6 kovalente bindinger.Dette gir den totalt 12 valenselektroner.
I formell ladningsteori er ideen faktisk å prøve å holde individuelle FC-er så nær null som mulig, men også å bryte oktettregelen så lite som mulig . Sulfationet er veldig stabilt: bare fordi noe er et ion, betyr ikke det at det er ustabilt. Faktisk er det ofte mye mer stabilt enn uladede molekyler.