Como calcular a carga formal do íon sulfato?

Sua fórmula está correta. Se $ V $ é o número de elétrons de valência originalmente atribuídos a um átomo, $ N $ é o número de elétrons não ligados, e $ B $ é o número de ligações ($ \ frac {1} {2} $ do número de ligando elétrons para ser mais preciso), então a carga formal $ FC $ é:

$$ FC = V – (B + N) $$

O íon sulfato tem duas estruturas válidas que você poderia desenhar, um com enxofre tendo uma carga formal de zero e um com enxofre tendo uma carga formal de +2. As estruturas abaixo (da página da Wikipedia , lançada no domínio público) seguem a convenção irritante, mas permitida, de substituir pares solitários por barras.

Se a estrutura à esquerda (# 1) estiver correta, o átomo de enxofre ($ V = 6 $) tem seis títulos ($ B = 6 $) e nenhum par ($ N = 0 $). Dois átomos de oxigênio (V = 6) têm duas ligações ($ B = 2 $) e dois pares solitários ($ N = 4 $), enquanto os outros dois átomos de oxigênio têm uma ligação ($ B = 1 $) e três pares solitários ($ N = 6 $). O átomo de enxofre e dois átomos de oxigênio têm $ FC = 0 $ e os dois átomos de oxigênio restantes têm $ FC = -1 $ para uma carga geral no íon de $ -2 $.

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

Se a estrutura à direita (# 2) estiver correta, então o átomo de enxofre ($ V = 6 $) tem quatro títulos ($ B = 4 $) e nenhum par ($ N = 0 $). Todos os quatro átomos de oxigênio (V = 6) têm uma ligação ($ B = 1 $) e três pares solitários ($ N = 6 $). O átomo de enxofre tem $ FC = + 2 $ e os átomos de oxigênio têm $ FC = -1 $ para uma carga geral no íon de $ -2 $. $$ FC _ {\ ce {S}} = 6- (4 + 0) = + 2 $$ $$ FC _ {\ ce {O}} = 6- (1 + 6) = – 1 $$

Mas, espere! Uma questão mais fundamental poderia ser “Como o íon sulfato pode ter duas estruturas muito diferentes que colocam cargas formais diferentes nos átomos de enxofre e oxigênio?”

Carga formal é um bom mecanismo de contabilidade, mas não tem nenhuma relação experimentalmente válida com a carga real em qualquer átomo na maioria das moléculas ou íons. A carga formal é igual apenas à carga real em espécies monoatômicas. A carga formal se enquadra na categoria de modelos que usamos em química que são 1) úteis, 2) produzem a resposta correta quando usados corretamente e 3) completamente falsos. Outros modelos nesta categoria incluem número de oxidação, VSEPR, ressonância e eletronegatividade. A evidência experimental sugere que a estrutura real do sulfato combina características da estrutura # 1 e da estrutura # 2, mas seria um desafio desenhar usando os formalismos que adotamos:

• Todos os quatro $ \ ce { Os títulos de $ \ ce {SO} $ são iguais em comprimento (# 2).
• O comprimento dos títulos de $ \ ce {SO} $ é menor do que um título simples normal de $ \ ce {SO} $ e mais longo do que um normal $ \ ce {SO} $ double (# 1).
• O átomo de enxofre tem uma carga parcial positiva (# 2) (observe que as cargas parciais, ao contrário das cargas formais, têm alguma base experimental).
• Os quatro átomos de oxigênio têm cargas negativas parciais equivalentes (# 2).
• As cargas negativas parciais nos átomos de oxigênio somam mais de $ -2 $, mas não perto de $ -4 $ (# 1).

A resposta de Ben Norris “é excelente. Vou colaborar com uma procedimento mais visual, por isso pode fornecer um ponto de vista diferente.

Da maneira como aprendi, os números de oxidação podem ser determinados descobrindo w aqui, os elétrons de ligação assumiriam que as ligações são 100% iônicas, enquanto as cargas formais podem ser determinadas descobrindo onde os elétrons estariam se a ligação fosse 100% covalente.

Em vez de aplicar uma equação diretamente, desenhe a estrutura de Lewis do composto. Agora corte todas as ligações covalentes homoliticamente, ou seja, distribuindo uniformemente os dois elétrons entre os átomos de ligação. Agora conte o número de elétrons ligados a cada átomo e subtraia o número de elétrons de valência que o átomo livre possui. O número obtido será um “excesso de elétron”, que é o oposto da carga formal, portanto, basta multiplicar por -1. Aqui está seu exemplo funcionado.