Bonjour,
Ma prof de chimie nous a parlé de "l'oxygène dérogataire", celui-ci aurait deux paires d'électrons appariés laissant donc une orbitale p vide.
L'oxygène ne respecterait donc pas la règle de Hund, et est bizarrement totalement inconnu de mes autres profs, double doctorants ou non, bref...
Cela expliquerait par exemple la formation du dioxyde de soufre avec une liaison dative.
Est-ce que ça vous dit quelque chose ?
Bonjour,
Si vous ne parliez pas de dioxyde de soufre, on pourrait penser à la molécule d'oxygène singulet : un état métastable de O2 qui ne respecte pas la règle de hund : les deux électrons d'énergie la plus élevée sont de spin opposé, sur une seule orbitale pi* et la molécule est diamagnetique, alors que l'état normal de O2 (qui respecte Hund) est avec un électron sur chacune des deux orbitales pi* et paramagnétique (et c'est un état triplet)
https://fr.wikipedia.org/wiki/Oxygène_singulet
Mais la molécule SO2 n'a pas du tout besoin de cela : les liaisons S=O y sont de bêtes liaisons doubles.
La seule anomalie (si on tient à en chercher une, car c'est quand même assez fréquent) est plutôt pour le soufre qui y est hypervalent dans le diagramme de Lewis.
Il y aurait plus de grain à moudre avec l'ozone, dont les liaisons sont un peu intermédiaires
Why, sometimes I've believed as many as six impossible things before breakfast
Merci pour cette réponse.
Effectivement j'avais bien vu que cet oxygène avait des similitudes avec l'oxygène singulet, de configuration 1Δg notamment.
