En química , el etanio o etano protonado es un ion positivo altamente reactivo con fórmula C
2h+
7. Puede describirse como una molécula de etano ( C
2h
6) con un protón extra ( núcleo de hidrógeno ), que le da una carga eléctrica +1 .
El etanio es uno de los iones de carbonio más simples (después del metanio CH+
5). Fue detectado por primera vez como gas enrarecido en 1960 por S. Wexler y N. Jesse. [1] Se disocia fácilmente en etenio C
2h+
5e hidrógeno molecular H
2.
El etanio se detectó por primera vez mediante espectroscopia infrarroja entre los iones producidos por descargas eléctricas en metano enrarecido o gas etano. [1]
El etanio también se puede producir irradiando metano que contiene trazas de etano con un haz de electrones a baja presión (aproximadamente 2 mmHg ). [2] El haz de electrones crea primero iones de metanio y metenio . Los primeros transfieren rápidamente su protón al etano:
La última reacción también se observa cuando CH+
5, norte
2OH+
o HCO+
Los iones se inyectan en el etano a una presión algo menor. [3]
Aproximadamente a 1 mmHg y 30 °C, el etanio se disocia muy lentamente en etenio y H
2, a través de una barrera energética de aproximadamente 10 kcal / mol ; la descomposición es considerablemente más rápida a 92 °C. [2] [3] Se ha afirmado que la descomposición es casi atérmica pero con 8 kcal/mol de energía libre debido al aumento de la entropía. [4]
Como sus parientes "insaturados" el etenio y el etinio C
2h+
3, se conjeturaba que el ion etanio tenía (al menos momentáneamente) un protón unido simultáneamente a los dos átomos de carbono , y la carga eléctrica se repartía uniformemente entre ellos, como en otros iones no clásicos . La estructura "clásica" alternativa tendría la carga y el hidrógeno adicional unidos a sólo uno de los dos átomos, es decir, un ion metanio metilado .
Cálculos anteriores habían predicho que las energías de las dos formas deberían ser de 4 a 12 kcal/mol más bajas que el estado disociado C
2h+
5+ H
2, y deberían estar separados por una barrera energética ligeramente positiva. [1] La espectroscopía infrarroja en fase gaseosa realizada por Yeh y otros (1989) ha demostrado que ambas formas son estables. [1] La estructura puenteada tiene la energía más baja , de 4 a 8 kcal/mol menos que la clásica. [1]
Cálculos refinados de Obata e Hirao (1993) predicen que la forma más estable tiene tres planos de simetría ortogonales (C 2 v ) con los dos CH
3subgrupos en la configuración eclipsada (a diferencia del etano, cuyo estado fundamental tiene la configuración escalonada). Cuatro átomos de H "inferiores" se encuentran en un plano opuesto al átomo de H puente y los otros dos átomos de H "superiores". Las distancias calculadas aproximadas son C – C 0,211 nm , C – H 0,124 nm (puente), 0,107 nm (abajo) y 0,108 nm (arriba); el ángulo C – H – C en el puente es de aproximadamente 116 grados, los ángulos H – C – H son 116 grados (abajo-abajo) y 114 grados (abajo-arriba). Sin embargo, existen otras configuraciones con energía casi mínima, incluida una en la que los dos CH
3subgrupos están ligeramente escalonados (con simetría C s ), otro donde uno de los carbonos de un C
2h+
5El ion está débilmente unido a un H.
2molécula a 0,250 nm de distancia. [5]