En química , el conteo de electrones es un formalismo para asignar una cantidad de electrones de valencia a átomos individuales en una molécula. Se utiliza para clasificar compuestos y para explicar o predecir su estructura electrónica y enlaces . [1] Muchas reglas en química se basan en el conteo de electrones:
Los átomos se denominan " deficientes en electrones " cuando tienen muy pocos electrones en comparación con sus respectivas reglas, o " hipervalentes " cuando tienen demasiados electrones. Dado que estos compuestos tienden a ser más reactivos que los compuestos que obedecen a su regla, el conteo de electrones es una herramienta importante para identificar la reactividad de las moléculas. Si bien el formalismo de conteo considera cada átomo por separado, estos átomos individuales (con su carga hipotética asignada) generalmente no existen como especies libres .
Reglas de conteo
Existen dos métodos para contar electrones: el "conteo neutro" y el "conteo iónico". Ambos métodos dan el mismo resultado (y, por lo tanto, se pueden utilizar para verificar el cálculo).
El método de conteo neutro supone que la molécula o el fragmento que se estudia consta de enlaces puramente covalentes . Malcolm Green lo popularizó junto con la notación de ligandos L y X. [3] Por lo general, se considera más fácil, especialmente para metales de transición de baja valencia. [4]
Sin embargo, es importante tener en cuenta que la mayoría de las especies químicas existen entre los extremos puramente covalentes y iónicos.
Conteo neutral
El conteo neutral supone que cada enlace se divide equitativamente entre dos átomos.
Este método comienza con la localización del átomo central en la tabla periódica y la determinación del número de sus electrones de valencia. Los electrones de valencia de los elementos del grupo principal se cuentan de forma diferente a los de los metales de transición, que utilizan el conteo de electrones d .
Por ejemplo, en el período 2: B, C, N, O y F tienen 3, 4, 5, 6 y 7 electrones de valencia, respectivamente.
Por ejemplo, en el período 4: K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, Fe, Ni tienen 1, 2, 3, 4, 5, 6, 8, 10 electrones de valencia respectivamente.
Se añade uno por cada haluro u otro ligando aniónico que se une al átomo central a través de un enlace sigma.
Se añaden dos por cada par solitario que se une al metal (por ejemplo, cada base de Lewis se une a un par solitario). Los hidrocarburos insaturados, como los alquenos y los alquinos, se consideran bases de Lewis . De manera similar, los ácidos de Lewis y de Bronsted (protones) no contribuyen en nada.
Se añade uno por cada enlace de homoelemento.
Se suma uno por cada carga negativa y se resta uno por cada carga positiva.
Conteo iónico
El conteo iónico supone que los electrones se reparten de forma desigual en el enlace. El átomo más electronegativo del enlace gana el electrón que pierde el átomo menos electronegativo.
Este método comienza calculando el número de electrones del elemento, asumiendo un estado de oxidación .
Por ejemplo, un Fe2 + tiene 6 electrones.
S 2− tiene 8 electrones
Se agrega dos por cada haluro u otro ligando aniónico que se une al metal a través de un enlace sigma .
Se añaden dos por cada par solitario que se une al metal (por ejemplo, cada ligando de fosfina puede unirse con un par solitario). De manera similar, los ácidos de Lewis y Bronsted (protones) no contribuyen en nada.
Para ligandos insaturados, como los alquenos, se agrega un electrón por cada átomo de carbono que se une al metal.
Electrones donados por fragmentos comunes
"Casos especiales"
La cantidad de electrones "donados" por algunos ligandos depende de la geometría del conjunto metal-ligando. Un ejemplo de esta complicación es la entidad M – NO . Cuando esta agrupación es lineal, el ligando NO se considera un ligando de tres electrones. Cuando la subunidad M–NO está fuertemente doblada en N, el NO se trata como un pseudohaluro y, por lo tanto, es un electrón (en el enfoque de conteo neutro). La situación no es muy diferente del alilo η 3 frente al η 1. Otro ligando inusual desde la perspectiva del conteo de electrones es el dióxido de azufre .
Para una molécula de agua (H 2 O), el uso tanto del conteo neutro como del iónico da como resultado un total de 8 electrones.
Esta figura de la molécula de agua muestra cómo se distribuyen los electrones con el método de conteo covalente. Los rojos son los electrones del oxígeno y los azules son los electrones de los átomos de hidrógeno.
El método de conteo neutro supone que cada enlace OH se divide de forma igualitaria (cada átomo obtiene un electrón del enlace). Por lo tanto, ambos átomos de hidrógeno tienen un conteo electrónico de uno. El átomo de oxígeno tiene 6 electrones de valencia. El conteo total de electrones es 8, lo que concuerda con la regla del octeto.
Esta figura de la molécula de agua muestra cómo se distribuyen los electrones con el método de conteo iónico. Los rojos son los electrones del oxígeno y los azules son los electrones del hidrógeno. Todos los electrones en los enlaces OH pertenecen al oxígeno, que es más electronegativo.
Con el método de conteo iónico, el oxígeno más electronegativo ganará electrones donados por los dos átomos de hidrógeno en los dos enlaces OH para convertirse en O 2- . Ahora tiene 8 electrones de valencia en total, lo que obedece a la regla del octeto.
CH 4 , para el C central
conteo neutro: C aporta 4 electrones, cada radical H aporta uno cada uno: 4 + 4 × 1 = 8 electrones de valencia
conteo iónico: C 4− aporta 8 electrones, cada protón aporta 0 cada uno: 8 + 4 × 0 = 8 electrones.
Similar para H:
conteo neutro: H aporta 1 electrón, el C aporta 1 electrón (los otros 3 electrones de C son para los otros 3 hidrógenos de la molécula): 1 + 1 × 1 = 2 electrones de valencia.
conteo iónico: H aporta 0 electrones (H + ), C 4− aporta 2 electrones (por H), 0 + 1 × 2 = 2 electrones de valencia
Conclusión: El metano sigue la regla del octeto para el carbono y la regla del dúo para el hidrógeno, y por lo tanto se espera que sea una molécula estable (como vemos en la vida diaria).
conteo neutro: S aporta 6 electrones, cada radical de hidrógeno aporta uno cada uno: 6 + 2 × 1 = 8 electrones de valencia
conteo iónico: S 2− aporta 8 electrones, cada protón aporta 0: 8 + 2 × 0 = 8 electrones de valencia
Conclusión: con un recuento de electrones de un octeto (en azufre), podemos anticipar que el H 2 S sería pseudotetraédrico si se consideran los dos pares solitarios.
conteo neutro: S aporta 6 electrones, cada radical de cloro aporta uno cada uno: 6 + 2 × 1 = 8 electrones de valencia
conteo iónico: S 2+ aporta 4 electrones, cada anión cloruro aporta 2: 4 + 2 × 2 = 8 electrones de valencia
Conclusión: véase la discusión anterior sobre el H 2 S. Tanto el SCl 2 como el H 2 S siguen la regla del octeto; sin embargo, el comportamiento de estas moléculas es bastante diferente.
SF 6 , para el S central
conteo neutro: S aporta 6 electrones, cada radical flúor aporta uno cada uno: 6 + 6 × 1 = 12 electrones de valencia
conteo iónico: S 6+ aporta 0 electrones, cada anión fluoruro aporta 2: 0 + 6 × 2 = 12 electrones de valencia
Conclusión: el conteo iónico indica que la molécula carece de pares de electrones solitarios, por lo que su estructura será octaédrica, como predice la RPECV . Se podría concluir que esta molécula sería altamente reactiva, pero lo cierto es lo contrario: el SF6 es inerte y se utiliza ampliamente en la industria debido a esta propiedad.
La geometría del cis -diclorobis(bipiridina)rutenio(II).
RuCl 2 (bpy) 2 es un complejo metálico octaédrico con dos ligandos bidentados 2,2′-Bipiridina (bpy) y dos ligandos de cloruro.
En el método de conteo neutro, el rutenio del complejo se trata como Ru(0). Tiene 8 electrones d para contribuir al conteo de electrones. Los dos ligandos bpy son ligandos neutros de tipo L , por lo que contribuyen con dos electrones cada uno. Los dos ligandos cloruro son haluros y, por lo tanto, donadores de 1 electrón, por lo que donan 1 electrón cada uno al conteo de electrones. El conteo total de electrones de RuCl 2 (bpy) 2 es 18.
En el método de conteo iónico, el rutenio del complejo se trata como Ru(II). Tiene 6 electrones d que contribuyen al conteo de electrones. Los dos ligandos bpy son ligandos neutros de tipo L , por lo que contribuyen con dos electrones cada uno. Los dos ligandos de cloruro son ligandos aniónicos, por lo que donan 2 electrones cada uno al conteo de electrones. El conteo total de electrones de RuCl 2 (bpy) 2 es 18, lo que coincide con el resultado del conteo neuronal.
conteo neutro: Ti aporta 4 electrones, cada radical de cloro aporta uno cada uno: 4 + 4 × 1 = 8 electrones de valencia
conteo iónico: Ti 4+ aporta 0 electrones, cada anión cloruro aporta dos cada uno: 0 + 4 × 2 = 8 electrones de valencia
Conclusión: Teniendo sólo 8e (frente a los 18 posibles), podemos anticipar que el TiCl4 será un buen ácido de Lewis. De hecho, reacciona (en algunos casos violentamente) con agua, alcoholes, éteres y aminas.
conteo neutro: Fe aporta 8 electrones, cada CO aporta 2 cada uno: 8 + 2 × 5 = 18 electrones de valencia
conteo iónico: Fe(0) aporta 8 electrones, cada CO aporta 2 cada uno: 8 + 2 × 5 = 18 electrones de valencia
Conclusiones: este es un caso especial, en el que el conteo iónico es el mismo que el conteo neutro, ya que todos los fragmentos son neutros. Como se trata de un complejo de 18 electrones, se espera que sea un compuesto aislable.
conteo neutro: Fe aporta 8 electrones, los 2 anillos de ciclopentadienilo aportan 5 cada uno: 8 + 2 × 5 = 18 electrones
conteo iónico: Fe 2+ aporta 6 electrones, los dos anillos aromáticos de ciclopentadienilo aportan 6 cada uno: 6 + 2 × 6 = 18 electrones de valencia en el hierro.
Conclusión: Se espera que el ferroceno sea un compuesto aislable.
^ Parkin, Gerard (2006). "Valencia, número de oxidación y carga formal: tres conceptos relacionados pero fundamentalmente diferentes". Journal of Chemical Education . 83 (5): 791. Bibcode :2006JChEd..83..791P. doi :10.1021/ed083p791. ISSN 0021-9584 . Consultado el 10 de noviembre de 2009 .
^ Rasmussen, Seth C. (marzo de 2015). "La regla de los 18 electrones y el conteo de electrones en compuestos de metales de transición: teoría y aplicación". ChemTexts . 1 (1). doi :10.1007/s40828-015-0010-4. ISSN 2199-3793.
^ Green, MLH (20 de septiembre de 1995). "Un nuevo enfoque para la clasificación formal de los compuestos covalentes de los elementos". Journal of Organometallic Chemistry . 500 (1–2): 127–148. doi :10.1016/0022-328X(95)00508-N. ISSN 0022-328X.
^ Green, MLH (20 de septiembre de 1995). "Un nuevo enfoque para la clasificación formal de compuestos covalentes de los elementos". Journal of Organometallic Chemistry . 500 (1): 127–148. doi :10.1016/0022-328X(95)00508-N. ISSN 0022-328X.
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