Ik heb deze vraag opgezocht en kon het nog steeds niet begrijpen. Waarom, in $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ maken geen dubbele bindingen door de 4 zuurstofatomen.
In dat geval hebben alle zuurstofatomen 0 formele lading terwijl de zwavel zal -2 hebben.
In wat ik heb gezien, creëren slechts 2 zuurstofatomen dubbele bindingen waardoor de zwavel geen formele lading heeft, 2 zuurstofatomen -1 formele lading en 2 andere geen formele lading.
Bij het vergelijken formele lading van -2 op de zwavel, het is inderdaad minder stabiel dan helemaal geen formele lading, en daarom zou het de meest voorkomende resonantiestructuur moeten zijn. Maar overal waar ik keek was dat niet het geval, $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ creëerde slechts 2 dubbele bindingen en ik begrijp niet waarom. Kunnen de zuurstofatomen geen coördinatiebindingen creëren met de zwavel?
Opmerkingen
- Het hebben van formele ladingen groter dan 1 op een enkel atoom is meestal minder stabiel dan wanneer het wordt verspreid. Ook is zuurstof elektronegatiever dan zwavel, dus we verwachten meer van het negatieve formele lading om op de zuurstofatomen te verblijven dan op de zwavel. @guesting
- Eigenlijk zijn er nul dubbele bindingen.
- Zie dit antwoord voor een discussie over $ \ ce {S O3 ^ 2 -} $ die in wezen identiek is, maar voor een ontbrekende zuurstof (en dus een zwavel alleenstaand paar).
Answer
Wat je hebt gezien, is geen nauwkeurige weergave van de hechtingssituatie volgens de momenteel geaccepteerde theorie. De juiste structuur van sulfaat, hieronder weergegeven, heeft exact nul dubbele bindingen. Martin heeft een berekening uitgevoerd op het nauw verwante sulfietion (waarbij er één zuurstof minder is die leidt tot een eenzaam paar op zwavel) die nul π-type bindingsorbitalen vertoont . Helaas heb ik bij een snelle zoekopdracht geen berekening van de sulfaatstructuur gevonden, maar u kunt er zeker van zijn dat het de logische uitbreiding van sulfiet zal zijn.
In deze structuur wordt zwavel omgeven door precies acht valentie-elektronen zoals voorspeld door de octetregel. Als je een afbeelding tegenkomt van een hoofdgroepverbinding waarin een atoom meer elektronen in de buurt heeft dan de octetregel toestaat, is de kans groot dat deze afbeelding ofwel vereenvoudigt (bijvoorbeeld: elektron-3-centrum binding alsof het twee enkele bindingen zijn), een onstabiele reactietussenpersoon of ronduit incorrect.
Zwavel kan niet meer vormen dan vier traditionele 2-elektronen-2-centrum bindingen (dubbele bindingen tellen als twee bindingen, drievoudige bindingen als drie bindingen) vanwege een gebrek aan beschikbare orbitalen. Op een heel basaal, algemeen en vereenvoudigd niveau wordt zon (gelokaliseerde) 2e2c-binding gevormd wanneer een orbitaal van elk atoom overlapt, wat resulteert in een binding en een antibindende orbitaal. Zwavel heeft slechts vier van dergelijke orbitalen beschikbaar (één 3s en drie 3p) om te binden, dus elk elektron dat de eerste acht overschrijdt, zou in een antibindende orbitaal moeten worden geplaatst – maar dat zou eerder een afname in de bindingsvolgorde dan een toename veroorzaken. p>
Historisch gezien werd de afbeelding van sulfaat die je gaf verklaard door zwavel met behulp van zijn 3D-orbitalen voor binding. Deze orbitalen zijn virtueel (onbezet) maar bestaan wiskundig. Hun energie is echter te hoog om een zinvolle band te vormen. Er kan worden berekend (en is, ergens op deze site dat ik momenteel niet kan vinden) dat de deelname van d-orbitalen in dergelijke verbindingen erg laag is – zeker veel lager dan een $ \ mathrm {sp ^ 3d} $ of zelfs $ \ mathrm {sp ^ 3d ^ 2} $ hybride orbitaal zou vereisen. Het is dus het beste dat het idee van dubbele bindingen in sulfaat gisteren uit de leerboeken wordt verwijderd.
Antwoord
Het sulfaation is afgeleid van het zwavelzuurmolecuul:
Wanneer het chemische reacties ondergaat, schenkt het gewoonlijk zowel waterstofatomen als $ \ ce {H +} $ ionen. Hierdoor blijft het sulfaation achter: $$ \ ce {H2SO4 – > 2H + + SO4 ^ 2 -} $$ Wanneer het $ \ ce {H ^ +} $ ion vertrekt, het laat zijn elektron achter, dus het moet ergens heen (het blijft bij de $ \ ce {O} $ atom).
Hypothetisch als $ \ ce {SO4} $ bestond, met alle $ \ ce {O} $ atomen dubbel gebonden aan de $ \ ce {S} $ , dan zou de zwavel in totaal 16 elektronen in zijn valentieschil hebben, waardoor het instabieler zou worden. Maar de belangrijkste reden is dat zwavel in de eerste plaats maar 6 valentie-elektronen heeft, dus het kan maar 6 covalente bindingen vormen.Dit geeft het een totaal van 12 valentie-elektronen.
In de formele ladingstheorie is het inderdaad de bedoeling om individuele FCs zo dicht mogelijk bij nul te houden, maar ook om de octetregel zo min mogelijk te breken . Het sulfaation is erg stabiel: alleen omdat iets een ion is, wil nog niet zeggen dat het onstabiel is. In feite is het vaak veel stabieler dan ongeladen moleculen.