Ik heb een site gevonden met deze formule als je wilt,
Formele aanklacht = [Aantal valentie-elektronen op atoom] – [niet-gebonden elektronen + aantal bindingen]
Ik denk niet dat ik het correct gebruik in de formele kosten van elk atoom vinden in $ \ ce {SO_4 ^ {2 -}} $. $ \ ce {S} = 2 $, $ \ ce {O} = – 1 $ en de andere $ \ ce {O} = 0 $ en als je ze bij elkaar optelt, krijg ik niet de totale kosten van -2.
Hoe berekent u formele kosten?
Antwoord
Uw formule is correct. Als $ V $ het aantal valentie-elektronen is dat oorspronkelijk aan een atoom is toegewezen, is $ N $ het aantal niet-bindende elektronen en is $ B $ het aantal bindingen ($ \ frac {1} {2} $ van het aantal elektronen binden om precies te zijn), dan is de formele lading $ FC $:
$$ FC = V – (B + N) $$
Sulfaation heeft twee geldige structuren die je zou kunnen tekenen, een met zwavel met een formele lading van nul en een met zwavel met een formele lading van +2. De onderstaande structuren (van de Wikipedia-pagina , vrijgegeven in het publieke domein) volgen de vervelende maar toegestane conventie om alleenstaande paren te vervangen door balken.
Als de structuur aan de linkerkant (# 1) correct is, dan heeft het zwavelatoom ($ V = 6 $) zes obligaties ($ B = 6 $) en geen eenzame paren ($ N = 0 $). Twee zuurstofatomen (V = 6) hebben twee bindingen ($ B = 2 $) en twee eenzame paren ($ N = 4 $), terwijl de andere twee zuurstofatomen één binding ($ B = 1 $) en drie eenzame paren hebben ($ N = 6 $). Het zwavelatoom en twee zuurstofatomen hebben $ FC = 0 $ en de overige twee zuurstofatomen hebben $ FC = -1 $ voor een totale lading op het ion van $ -2 $.
$$ FC_ { \ ce {S}} = 6- (6 + 0) = 0 $$ $$ FC _ {\ ce {O_ {1,2}}} = 6- (2 + 4) = 0 $$ $$ FC _ {\ ce {O_ {3,4}}} = 6- (1 + 6) = – 1 $$
Als de structuur aan de rechterkant (# 2) correct is, dan is het zwavelatoom ($ V = 6 $) heeft vier obligaties ($ B = 4 $) en geen eenzame paren ($ N = 0 $). Alle vier zuurstofatomen (V = 6) hebben één binding ($ B = 1 $) en drie eenzame paren ($ N = 6 $). Het zwavelatoom heeft $ FC = + 2 $ en de zuurstofatomen hebben $ FC = -1 $ voor een totale lading op het ion van $ -2 $. $$ FC _ {\ ce {S}} = 6- (4 + 0) = + 2 $$ $$ FC _ {\ ce {O}} = 6- (1 + 6) = – 1 $$
Maar wacht! Een meer fundamentele vraag zou kunnen zijn: “Hoe kan het sulfaation twee zeer verschillende structuren hebben die verschillende formele ladingen op de zwavel- en zuurstofatomen leggen?”
Formele lading is een mooi boekhoudmechanisme, maar heeft geen experimenteel geldige relatie met de feitelijke lading op een atoom in de meeste moleculen of ionen. Formele lading is alleen gelijk aan de werkelijke lading op monoatomaire soorten. Formele beschuldiging valt in de categorie van modellen die we in de chemie gebruiken die 1) nuttig zijn, 2) het juiste antwoord geven als ze correct worden gebruikt, en 3) volledig nep. Andere modellen in deze categorie omvatten oxidatiegetal, VSEPR, resonantie en elektronegativiteit. Het experimentele bewijs suggereert dat de echte structuur van sulfaat kenmerken van zowel structuur # 1 als structuur # 2 combineert, maar het zou een uitdaging zijn om te tekenen met de formalismen die we hebben aangenomen:
- Alle vier $ \ ce { SO} $ obligaties hebben dezelfde lengte (# 2).
- De lengte van de $ \ ce {SO} $ obligaties is korter dan een normale $ \ ce {SO} $ enkele obligatie en langer dan een normal $ \ ce {SO} $ double (# 1).
- Het zwavelatoom heeft een gedeeltelijke positieve lading (# 2) (merk op dat gedeeltelijke ladingen, in tegenstelling tot formele ladingen, een experimentele basis hebben). / li>
- De vier zuurstofatomen hebben equivalente gedeeltelijke negatieve ladingen (# 2).
- De gedeeltelijke negatieve ladingen op de zuurstofatomen dragen bij tot meer dan $ -2 $ maar niet in de buurt van $ -4 $ (# 1).
Antwoord
Ben Norris “antwoord is uitstekend. Ik” zal samenwerken met een meer visuele procedure, dus het kan een ander standpunt opleveren.
Zoals ik het heb geleerd, kunnen oxidatiegetallen worden bepaald door hier zouden de bindende elektronen aannemen dat bindingen 100% ionisch zijn, terwijl formele ladingen kunnen worden bepaald door uit te zoeken waar de elektronen zouden zijn als de binding 100% covalent zou zijn.
In plaats van een vergelijking rechtstreeks toe te passen, tekent u de Lewis-structuur van de verbinding. Snijd nu alle covalente bindingen homolytisch door, d.w.z. verdeel de twee elektronen gelijkmatig over de bindende atomen. Tel nu het aantal elektronen dat aan elk atoom is bevestigd en trek het aantal valentie-elektronen af dat het vrije atoom heeft. Het getal dat je krijgt, is een “elektronenoverschot”, wat het tegenovergestelde is van de formele lading, dus vermenigvuldig je gewoon met -1. Hier is uw voorbeeld uitgewerkt.
