conteo de electrones

Formalismo utilizado para clasificar compuestos.

En química , el recuento 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:

• La regla del octeto se utiliza con estructuras de Lewis para los elementos del grupo principal , especialmente los más ligeros como el carbono , el nitrógeno y el oxígeno .
• Regla de los 18 electrones en química inorgánica y química organometálica de metales de transición ,
• Regla de Hückel para los electrones π de compuestos aromáticos ,
• Teoría de pares de electrones esqueléticos poliédricos para compuestos de grupos poliédricos , incluidos metales de transición y elementos del grupo principal y mezclas de los mismos, como los boranos .

Los átomos se denominan " deficientes en electrones " cuando tienen muy pocos electrones en comparación con sus reglas respectivas, o " hipervalentes " cuando tienen demasiados electrones. Dado que estos compuestos tienden a ser más reactivos que los compuestos que obedecen su regla, el recuento 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

Dos métodos de conteo de electrones son el "conteo neutro" y el "conteo iónico". Ambos enfoques dan el mismo resultado (y, por lo tanto, pueden usarse para verificar el cálculo).

• El enfoque de conteo neutro supone que la molécula o fragmento que se está estudiando consta de enlaces puramente covalentes. Fue popularizado por Malcolm Green junto con la notación de ligandos L y X. ^{[2] [3]} Generalmente se considera más fácil, especialmente para metales de transición de baja valencia. ^{[ cita necesaria ]}

• El enfoque del "conteo iónico" supone enlaces puramente iónicos entre átomos.

Sin embargo, es importante tener en cuenta que la mayoría de las especies químicas existen entre los extremos puramente covalente e iónico.

conteo neutral

• Este método comienza ubicando el átomo central en la tabla periódica y determinando el número de sus electrones de valencia. Los electrones de valencia de los elementos del grupo principal se cuentan de forma diferente a los metales de transición.

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 agrega 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 libre que se une al metal (por ejemplo, cada base de Lewis se une con un par libre). Los hidrocarburos insaturados como los alquenos y alquinos se consideran bases de Lewis . De manera similar, los ácidos de Lewis y Bronsted (protones) no aportan nada.
• Se agrega uno por cada enlace de homeelemento.
• Se suma uno por cada carga negativa y se resta uno por cada carga positiva.

conteo iónico

• Este método comienza calculando el número de electrones del elemento, suponiendo un estado de oxidación.

Por ejemplo, un Fe ²⁺ tiene 6 electrones.

S ²⁻ tiene 8 electrones

• Se añaden 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 libre que se une al metal (por ejemplo, cada ligando de fosfina puede unirse con un par libre). De manera similar, los ácidos de Lewis y Bronsted (protones) no aportan 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"

El número 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 de la del alilo η ³ versus el η ¹ . Otro ligando inusual desde la perspectiva del conteo de electrones es el dióxido de azufre.

Ejemplos

• CH 4 , para la 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.

Similares 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).

• H ₂ S , para la S central

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 octeto (en el azufre), podemos anticipar que el H ₂ S sería pseudotetraédrico si se consideran los dos pares libres.

• SCl ₂ , para la S central

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: ver discusión sobre H ₂ S arriba. 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 la 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 una molécula que carece de pares libres de electrones, por lo tanto su estructura será octaédrica, como predice VSEPR . Se podría concluir que esta molécula sería muy reactiva, pero es todo lo contrario: el SF ₆ es inerte y se utiliza ampliamente en la industria debido a esta propiedad.

• TiCl ₄ , para el Ti central

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 solo 8e (frente a 18 posibles), podemos anticipar que TiCl ₄ será un buen ácido de Lewis. De hecho, reacciona (en algunos casos violentamente) con agua, alcoholes, éteres y aminas.

• Fe(CO) ₅

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, donde el conteo iónico es lo mismo que el conteo neutro, siendo todos los fragmentos neutros. Dado que se trata de un complejo de 18 electrones, se espera que sea un compuesto aislable.

• Ferroceno, (C ₅ H ₅ ) ₂ Fe , para el Fe central:

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 de ciclopentadienilo aromáticos aportan 6 cada uno: 6 + 2 × 6 = 18 electrones de valencia en el hierro.

Conclusión: Se espera que el ferroceno sea un compuesto aislable.

Ver también

• d recuento de electrones
• La regla de Tolman

Referencias

1. Parkin, Gerard (2006). "Valencia, número de oxidación y carga formal: tres conceptos relacionados pero fundamentalmente diferentes". Revista de Educación Química . 83 (5): 791. Código Bib :2006JChEd..83..791P. doi :10.1021/ed083p791. ISSN  0021-9584 . Consultado el 10 de noviembre de 2009 .
2. Verde, MLH (20 de septiembre de 1995). "Un nuevo enfoque para la clasificación formal de compuestos covalentes de los elementos". Revista de Química Organometálica . 500 (1–2): 127–148. doi :10.1016/0022-328X(95)00508-N. ISSN  0022-328X.
3. "MLXZ". www.columbia.edu .