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:
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 método de conteo neutro supone que la molécula o fragmento que se está estudiando está formado por enlaces puramente covalentes . Fue popularizado por Malcolm Green junto con la notación de ligandos L y X. [3] Generalmente 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 covalente e iónico.
conteo neutral
El conteo neutro supone que cada enlace se divide equitativamente entre dos átomos.
Este método comienza ubicando el átomo central en la tabla periódica y determinando el número de sus electrones de valencia. Se cuentan los electrones de valencia para los elementos del grupo principal de manera diferente a los metales de transición, que utilizan el recuento 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 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
El conteo iónico supone un reparto desigual de electrones en el enlace. El átomo más electronegativo del enlace gana electrones perdidos por el átomo menos electronegativo.
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.
Para una molécula de agua (H 2 O), el uso tanto del conteo neutro como del conteo 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 en partes iguales (cada átomo obtiene un electrón del enlace). Por tanto, ambos átomos de hidrógeno tienen un número de electrones de uno. El átomo de oxígeno tiene 6 electrones de valencia. El recuento 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 de los enlaces OH pertenecen al oxígeno 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 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).
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.
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 de electrones libres, por lo tanto su estructura será octaédrica, como lo 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.
La geometría del cis -diclorobis (bipiridina) rutenio (II).
RuCl 2 (bpy) 2 es un complejo metálico octaédrico con dos ligandos bidentados de 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 recuento 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 haluros y, por lo tanto, donadores de 1 electrón, donando 1 electrón cada uno al recuento de electrones. El recuento total de electrones del 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 para contribuir al recuento 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 recuento de electrones. El recuento total de electrones del RuCl 2 (bpy) 2 es 18, lo que coincide con el resultado del recuento 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 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.
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.
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.
^ 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 .
^ Rasmussen, Seth C. (marzo de 2015). "La regla de los 18 electrones y el recuento de electrones en compuestos de metales de transición: teoría y aplicación". Textos químicos . 1 (1). doi :10.1007/s40828-015-0010-4. ISSN 2199-3793.
^ 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.
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