Hur beräknar man formell laddning av sulfatjon?

Din formel är korrekt. Om $ V $ är antalet valenselektroner som ursprungligen tilldelats en atom, är $ N $ antalet icke-bindande elektroner och $ B $ är antalet obligationer ($ \ frac {1} {2} $ av antalet bindningselektroner för att vara mer exakt), då är den formella laddningen $ FC $:

$$ FC = V – (B + N) $$

Sulfatjon har två giltiga strukturer som du kan rita, en med svavel med en formell laddning på noll och en med svavel med en formell laddning på +2. Strukturerna nedan (från Wikipedia-sidan , släppt till allmänheten) följer den irriterande men tillåtna konventionen att ersätta ensamma par med staplar.

Om strukturen till vänster (# 1) är korrekt, har svavelatomen ($ V = 6 $) sex obligationer ($ B = 6 $) och inga ensamma par ($ N = 0 $). Två syreatomer (V = 6) har två bindningar ($ B = 2 $) och två ensamma par ($ N = 4 $), medan de andra två syreatomerna har en bindning ($ B = 1 $) och tre ensamma par ($ N = 6 $). Svavelatomen och två syreatomer har $ FC = 0 $ och de återstående två syreatomerna har $ FC = -1 $ för en total laddning på jonen på $ -2 $.

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

Om strukturen till höger (# 2) är korrekt är svavelatomen ($ V = 6 $) har fyra obligationer ($ B = 4 $) och inga ensamma par ($ N = 0 $). Alla fyra syreatomerna (V = 6) har en bindning ($ B = 1 $) och tre ensamma par ($ N = 6 $). Svavelatomen har $ FC = + 2 $ och syreatomerna har $ FC = -1 $ för en total laddning på jonen på $ -2 $. $$ FC _ {\ ce {S}} = 6- (4 + 0) = + 2 $$ $$ FC _ {\ ce {O}} = 6- (1 + 6) = – 1 $$

Men vänta! En mer grundläggande fråga kan vara ”Hur kan sulfatjonen ha två mycket olika strukturer som sätter olika formella laddningar på svavel- och syreatomerna?”

Formell laddning är en trevlig bokföringsmekanism, men har inget experimentellt giltigt förhållande till den faktiska laddningen på någon atom i de flesta molekyler eller joner. Formell laddning är bara lika med faktisk laddning på monoatomiska arter. Formell laddning faller inom den kategori av modeller som vi använder i kemi som är 1) hjälpsamma, 2) ger rätt svar när de används korrekt och 3) helt falska. Andra modeller i denna kategori inkluderar oxidationsnummer, VSEPR, resonans och elektronegativitet. De experimentella bevisen antyder att den verkliga strukturen för sulfat kombinerar funktioner i både struktur # 1 och struktur # 2, men det skulle vara utmanande att rita med de formalismer vi har antagit:

• Alla fyra $ \ ce SO} $ -obligationer är lika långa (# 2).
• Längden på $ \ ce {SO} $ -obligationerna är kortare än en normal $ \ ce {SO} $ -obligation och längre än en normal $ \ ce {SO} $ dubbel (# 1).
• Svavelatomen har en partiell positiv laddning (# 2) (notera att partiella laddningar, till skillnad från formella laddningar, har någon experimentell grund).
• De fyra syreatomerna har ekvivalenta partiella negativa laddningar (# 2).
• De partiella negativa laddningarna på syreatomerna lägger till mer än $ -2 $ men inte någonstans nära $ -4 $ (# 1).

Ben Norris ”svaret är utmärkt. Jag kommer att samarbeta med en mer visuellt förfarande, så det kan ge en annan synvinkel.

Så som jag har lärt mig det kan oxidationsnummer bestämmas genom att räkna ut w här skulle bindningselektronerna antas att bindningar är 100% joniska, medan formella laddningar kan bestämmas genom att räkna ut var elektronerna skulle vara om bindningen var 100% kovalent.

I stället för att tillämpa en ekvation direkt, rita Lewis-strukturen av föreningen. Skär nu alla kovalenta bindningar homolytiskt, dvs. fördela de två elektronerna jämnt mellan bindningsatomerna. Räkna nu antalet elektroner som är fästa vid varje atom och subtrahera antalet valenselektroner som den fria atomen har. Antalet du får kommer att vara ett ”elektronöverskott”, vilket är motsatsen till den formella laddningen, så multiplicera bara med -1. Här har ditt exempel fungerat.