H2SO4 Schwefelsäure Oktettüberschreitung
Heya,
Warum darf der Schwefel in der Schwefelsäure sein Oktett überschreiten?
Wenn ich mir das Energiediagramm der Orbitale anschaue, sollte Schwefel ja eine Konfiguration von : [Ne] 3s² 3p^4 haben... bleibt also je 1 Elektronenfeld in zwei p Orbitalen frei. Laut der Definition meines Profs darf Schwefel also noch 2 Bindungen eingehen...
Nur warum findet man dann solche Stoffe wie H2SO4 vor? (Ich hab Schwefelsäure ganz komisch gemalt, mit komischen Bindungsmustern, damit ich ja kein Oktett überschreite^^)
Kann Sauerstoff, welcher ja auch in der 16ten Gruppe steht, sein Oktett auch erweitern?
Liebe Grüße, Freakypie
3 Antworten
Ich werde versuchen, das zu klären:
Es gibt zwei ziemlich elementare Regeln beim Zeichnen von Molekülen: Die Edelgaskonfiguration und das Minimum der Ladungen. Je nachdem, welche du höher gewichtest, zeichnest du bei der Schwefelsäure zwei C=O-Doppelbindungen und hängst zwei OH-Gruppen ans S, oder du verpasst zwei Sauerstoffen je eine einfach negative Formalladung und dem Schwefel eine doppelt positive.
Wo liegt nun die Wahrheit? Irgendwo dazwischen. Die Form mit den Doppelbindungen hat den Vorteil, dass man im Falle eines mehrfach veresterten Sulfat-Ions sofort sieht, wie viele saure Protonen noch übrigbleiben. Das ist hier etwas weit hergeholt, aber beim Phosphor (der hat nur eine Doppelbindung), der im Organismus gerne in der Form von Polyphosphaten vorliegt, ist das sehr hilfreich.
Uuund jetzt kommt noch die Quantenchemie ins Spiel! Mit den Orbitalen, der Hybridisierung etc. pp. kriegst du ein komplettes Chaos, lass das am besten sein.
Eine kurze Wikipedia-Recherche sagt dazu das folgende: "In theoretischen Berechnungen hat sich gezeigt, dass die d-Orbitale, die für die Beschreibung einer O-S-Doppelbindung nötig sind, nur sehr wenig zur Bindung beitragen. Daher wird die reale Bindungssituation im Schwefelsäuremolekül am genauesten durch diejenige Struktur beschrieben, bei der nur Einfachbindungen gezeichnet werden." So ist auch das Oktett nicht überschritten, dein Problem gelöst! Hurra!
Wenn du noch Fragen hast, schreib einen Kommentar oder eine persönliche Nachricht, ich helfe gerne.
Ich würde mal sagen, dass der Schwefel und die Sauerstoffe sp3-hybridisiert sind, dann wirds recht einfach. Wenn es sich wirklich nur um Einfachbindungen handelt, reicht das. Bei den Doppelbindungen könnte ich dir auch nicht helfen.
Ausserdem wird das mit den Orbitalen bei allem, was mehr als zwei Atome hat, sehr ungenau und weicht von der Realität ab.
Auch dir schöne Festtage!
Was immer du für Probleme hast: Im SO₄²⁻ Molekül hat jedes Atom seine vier Elektronenpaare. Insgesamt sind es 16. Je drei von den fünf beteiligten Atomen und eines von den beiden Wasserstoffen. Sauerstoff und Schwefel erreichen beide ein volles Oktett, weil sie sich Elektronenpaare teilen. Dass Schwefel hier in der Oxidationsstufe 6+ vorliegt, ist rein formal. Immerhin verschaffen ihm die Elektronenpaare desSauerstoff auch das Argon Oktett, dann wäre er 6 - (Hahaha).
Die Strukturformel nach VSEPR macht mir zu schaffen. Dort geht der Schwefel 6 Atombindungen ein jeweils eine Doppelbindungen zu zwei Sauerstoffatomen und eine Einfachbindung zu 2 OH-Gruppen... Damit hab ich mein Oktett überschritten... Weich ich hierbei einfach auf noch unbesetze Orbitale aus? 4s zum Beispiel?
So recht verstehe ich dich nicht. Der Schwefel hätte hier 6 Elektronen abgegeben, wäre also 6+. Die verbliebenen Aussenelektronen entsprechen der Edelgaskonfiguration des Neon.
Das er am Ende seine Edelgaskonfiguration erreicht haben sollte, versteh ich ja. Es wollte mir nur nicht in den Kopf gehen, dass er 6 Bindungen ausbildet.. und nicht wie sonst maximal 4 ;) Aber ich glaube ich habs jetzt verstanden, danke für die Mühe!
Du verwechselst die Oxidationszahlen mit der "Edelgasberechnungsmethode". Laut Redox-Formalismus hat der Schwefel tatsächlich alle Elektronen abgegeben, aber es gibt eben auch die Variante, dass man bindende Elektronenpaare zu beiden Bindungspartnern zählt, so dass der Schwefel dann 12 hätte (wenn er Doppelbindungen hätte).
Schwefel ist in der höheren Schale als Sauerstoff, und hat somit mehr 'Elektronenplätze'.
Und ich hoffe ja mal, dass Sauerstoff an 16'ter Position steht. Es gibt nur 8 Hauptgruppen.
In Hauptgruppen und Nebengruppen zu denken ist mittlerweile veraltet.. Es gibt 18 Gruppen. Kannst du überall nachlesen ;) Wie meinst du das mit Elektronenplätzen? Mithilfe des Orbitalschemas wird es mir einfach nicht klar..
Ich fand's damit aber immer einfacher.
Dir wird das bestimmt jemand anderes noch genauer erklären können - Ich muss jetzt weg.
Versuch's ansonsten doch mal mit google. :)
Hey, vielen lieben Dank. Ich glaube deine letzte Aussage (Wikizitat) trifft genau das, was mich so verwirrt... jetzt muss ich mir das nur noch mit den Orbitalen klar machen. Denn ich versteh Dinge lieber, als Sachen auswendig zu lernen. Hast du eine Quelle parat, bei der ich der Quantenchemie von H2SO4 auf den Grund gehen kann? Es ist Weihnachten ich hab Zeit mich ins Chaos zu stürzen. :) Meinst du der Atkins hilft da? Schöne Feiertage dir!