Jag letade upp den här frågan och kunde fortfarande inte förstå. Varför i $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ skapar inte de fyra oxygene dubbelbindningar.
I så fall kommer alla oxygener att ha 0 formell laddning medan svavlet kommer att ha -2.
I det jag har sett har bara två oxygener skapat dubbelbindningar som gör att svavlet inte har någon formell laddning, två oxygener har -1 formell laddning och 2 andra ingen formell laddning.
När man jämför formell laddning av -2 på svavlet, den är verkligen mindre stabil än ingen formell laddning alls, och det är därför det borde vara den vanligaste resonansstrukturen. Men överallt jag tittade så var det inte fallet, $ \ ce {SO4 ^ 2 -} $ skapade bara två dubbelbindningar och jag kan inte förstå varför. Kan inte oxygener skapa koordinationsbindningar med svavlet?
Kommentarer
- Att ha formella laddningar större än 1 på en enda atom tenderar att vara mindre stabil än att sprida den runt. Dessutom är syre mer elektronegativt än svavel, så vi skulle förvänta oss mer av det negativa formell avgift att ligga på oxygener än svavlet. @guesting
- Det finns faktiskt noll dubbelbindningar.
- Se detta svar för en diskussion om $ \ ce {S O3 ^ 2 -} $ som i huvudsak är identisk men för ett saknat syre (och därmed ett svavel ensamt par).
Svar
Vad du har sett är inte en exakt skildring av bindningssituationen enligt den för närvarande accepterade teorin. Den korrekta strukturen av sulfat, som visas nedan, har exakt noll dubbelbindningar. Martin utförde en beräkning av den närbesläktade sulfitjonen (där det finns ett mindre syre som leder till ett ensamt par på svavel) som visar noll π-typ bindningsorbitaler . Tyvärr hittade jag ingen beräkning av sulfatets struktur i en snabb sökning men var säker på att det kommer att vara den logiska förlängningen av sulfit.
I denna struktur omges svavel av exakt åtta valenselektroner som förutsagt av oktettregeln. Om du stöter på någon skildring av en huvudgruppsförening där en atom har mer elektroner i närheten än oktettregeln tillåter, är chansen att denna skildring antingen är förenklad (till exempel: att rita en 4- elektron-3-centrumbindning som om det vore två enkelbindningar), en instabil reaktion mellanliggande eller helt felaktig.
Svavel kan inte bilda mer än fyra traditionella 2-elektron-2-centrumbindningar (dubbelbindningar räknas som två obligationer, trippelbindningar som tre obligationer) på grund av brist på tillgängliga orbitaler. På en mycket grundläggande, allmän och förenklad nivå bildas en sådan (lokaliserad) 2e2c-bindning när en omloppsbana i varje atom överlappar varandra, vilket resulterar i en bindning och en antikondenserande orbital. Svavel har endast fyra sådana orbitaler tillgängliga (en 3s och tre 3p) för bindning, så varje elektron som överstiger de första åtta måste placeras i en antikondenserande bana – men det skulle orsaka en minskning av bindningsordningen snarare än en ökning.
Historiskt, ”förklarades” skildringen av sulfat som du gav med svavel med hjälp av dess 3d-orbitaler för bindning. Dessa orbitaler är virtuella (obesatta) men existerar matematiskt. Men deras energi är för hög för att någon meningsfull bindning ska kunna bildas. Det kan beräknas (och har varit, någonstans på den här webbplatsen som jag inte kan hitta för tillfället) att deltagandet av d-orbitaler i sådana föreningar är mycket lågt – säkert mycket lägre än en \ mathrm {sp ^ 3d} $ eller till och med $ \ mathrm {sp ^ 3d ^ 2} $ hybridbana skulle kräva. Således är det bäst att idén om dubbelbindningar i sulfat rensas från läroböckerna igår.
Svar
Sulfatjonen härrör från svavelsyramolekylen:
När det genomgår kemiska reaktioner donerar det vanligtvis båda väten som $ \ ce {H +} $ -joner. Detta lämnar sulfatjonen: $$ \ ce {H2SO4 – > 2H + + SO4 ^ 2 -} $$ När $ \ ce {H ^ +} $ jonen avgår, den lämnar sin elektron bakom sig, så den måste gå någonstans (den förblir med $ \ ce {O} $ atom).
Hypotetiskt om $ \ ce {SO4} $ fanns, med alla $ \ ce {O} $ atomer dubbelbundna till $ \ ce {S} $ , då skulle svavlet ha totalt 16 elektroner i sitt valensskal, vilket skulle göra det mer instabilt. Men huvudorsaken är att svavel i första hand bara har 6 valenselektroner, så det kan bara bilda upp till 6 kovalenta bindningar.Detta ger den totalt 12 valenselektroner.
I formell laddningsteori är tanken verkligen att försöka hålla enskilda FC så nära noll som möjligt, men också att bryta oktettregeln så lite som möjligt . Sulfatjonen är mycket stabil: bara för att något är en jon betyder inte att den är instabil. I själva verket är det ofta mycket mer stabilt än oladdade molekyler.