Pesquisei esta questão e ainda não consegui entender. Por que, em $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ não os 4 oxigênios criam ligações duplas.
Nesse caso, todos os oxigênios terão 0 carga formal enquanto o enxofre terá -2.
No que eu vi, apenas 2 oxigênios criam ligações duplas fazendo com que o enxofre não tenha carga formal, 2 oxigênios têm carga formal -1 e 2 outros sem carga formal.
Ao comparar carga formal de -2 no enxofre, é de fato menos estável do que nenhuma carga formal, e é por isso que deveria ser a estrutura de ressonância mais comum. Mas em todos os lugares que olhei esse não era o caso, $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ criou apenas 2 ligações duplas e não consigo entender por quê. Os oxigênios podem criar ligações de coordenação com o enxofre?
Comentários
- Ter cargas formais maiores que 1 em um único átomo tende a ser menos estável do que espalhá-lo. Além disso, o oxigênio é mais eletronegativo do que o enxofre, portanto, esperaríamos mais do negativo carga formal para residir nos oxigênios do que no enxofre. @guesting
- Na verdade, há zero ligações duplas.
- Veja esta resposta para uma discussão sobre $ \ ce {S O3 ^ 2 -} $ que é essencialmente idêntico, mas para um oxigênio ausente (e, portanto, um par solitário de enxofre).
Resposta
O que você viu não é uma descrição precisa da situação do vínculo de acordo com a teoria aceita atualmente. A estrutura correta do sulfato, mostrada abaixo, tem exatamente zero ligações duplas. Martin realizou um cálculo no íon sulfito intimamente relacionado (no qual há um oxigênio a menos levando a um par solitário de enxofre) que mostra orbitais de ligação do tipo π zero . Infelizmente, não encontrei nenhum cálculo da estrutura do sulfato em uma pesquisa rápida, mas tenha certeza de que será a extensão lógica do sulfito.
Nessa estrutura, o enxofre é cercado por exatamente oito elétrons de valência, conforme previsto pela regra do octeto. Se você encontrar qualquer representação de um composto do grupo principal em que um átomo tenha mais elétrons em sua vizinhança do que a regra do octeto permite, é provável que esta representação seja simplificadora (por exemplo: desenhar um 4- ligação elétron-3-centro como se fossem duas ligações simples), uma reação instável intermediária ou totalmente incorreta.
O enxofre não pode formar mais do que quatro ligações tradicionais 2-elétron-2-centro (ligações duplas contando como duas ligações, ligações triplas como três ligações) devido à falta de orbitais disponíveis. Em um nível muito básico, geral e simplificado, tal ligação 2e2c (localizada) é formada quando um orbital de cada átomo se sobrepõe, resultando em uma ligação e um orbital anti-ligação. O enxofre tem apenas quatro orbitais disponíveis (um 3s e três 3p) para a ligação, então qualquer elétron que exceda os oito primeiros teria que ser colocado em um orbital anti-ligação – mas isso causaria uma diminuição na ordem da ligação em vez de um aumento.
Historicamente, a representação do sulfato que você deu foi explicada pelo enxofre usando seus orbitais 3d para ligação. Esses orbitais são virtuais (desocupados), mas existem matematicamente. No entanto, sua energia é muito alta para que qualquer vínculo significativo seja formado. Pode ser calculado (e foi, em algum lugar neste site que não consigo localizar no momento) que a participação dos orbitais d em tais compostos é muito baixa – certamente muito menor do que um $ \ mathrm {sp ^ 3d} $ ou mesmo $ \ mathrm {sp ^ 3d ^ 2} $ orbital híbrido exigiria. Assim, é melhor que a ideia de ligações duplas no sulfato seja eliminada dos livros didáticos ontem.
Resposta
O íon sulfato é derivado da molécula de ácido sulfúrico:
Quando sofre reações químicas, normalmente doa ambos os hidrogênios como $ \ ce {H +} $ íons. Isso deixa para trás o íon sulfato: $$ \ ce {H2SO4 – > 2H + + SO4 ^ 2 -} $$ Quando o íon $ \ ce {H ^ +} $ parte, ele deixa seu elétron para trás, então ele tem que ir para algum lugar (permanece com a $ \ ce {O} $ atom).
Hipoteticamente se $ \ ce {SO4} $ existisse, com todos os $ \ ce {O} $ átomos duplamente ligados ao $ \ ce {S} $ , então o enxofre teria um total de 16 elétrons em sua camada de valência, o que o tornaria mais instável. Mas a principal razão é que o enxofre tem apenas 6 elétrons de valência em primeiro lugar, então ele só pode formar até 6 ligações covalentes.Isso dá um total de 12 elétrons de valência.
Na teoria de carga formal, a ideia é tentar manter os FCs individuais o mais próximo possível de zero, mas também quebrar a regra do octeto o menos possível . O íon sulfato é muito estável: só porque algo é um íon, não significa que seja instável. Na verdade, muitas vezes é muito mais estável do que moléculas sem carga.