Conteo de electrones

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 enlace. Muchas reglas en química se basan en el conteo de electrones:

• La regla Octet se utiliza con estructuras de Lewis para los principales elementos del grupo, especialmente los más ligeros como carbono, nitrógeno y oxígeno,
• Regla de 18 electrón en química inorgánica y química organometállica de metales de transición,
• Regla de Hückel para los electrones de compuestos aromáticos,
• Polyhedral skeletal electron pair theory for polyhedral cluster compounds, including transition metals and main group elements and mixtures thereof, such as boranes.

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 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 hipotética carga asignada) generalmente no existen como especies libres.

Reglas de conteo

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

• El enfoque contable neutral supone la molécula o fragmento que se está estudiando consiste en vínculos puramente covalentes. Fue popularizado por Malcolm Green junto con la notación L y X ligand. Por lo general se considera más fácil especialmente para los metales de transición bajas.

• El enfoque de "conteo ionico" asume vínculos 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 con localizar el átomo central en la tabla periódica y determinar el número de sus electrones de valencia. Uno cuenta con electrones valence para los principales elementos de grupo diferentes de 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 valence respectivamente.

• Uno se añade por cada halido u otro ligando aniónico que se une al átomo central a través de un vínculo de sigma.
• Dos se añaden para cada par solitario que se une al metal (por ejemplo, cada base Lewis se une con un par solitario). Los hidrocarburos insaturados como las alkenas y los alquinos se consideran bases de Lewis. Del mismo modo Lewis y los ácidos bronceados (protones) no contribuyen nada.
• Uno se añade para cada enlace homoelement.
• Uno se añade por cada carga negativa, y uno se resta por cada carga positiva.

Conteo iónico

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

E.g. for a Fe²⁺ tiene 6 electrones

S^{2 - 2} tiene 8 electrones

• Dos se añaden por cada halido u otro ligando aniónico que se une al metal a través de un enlace de sigma.
• Se añaden dos para cada par solitario que se une al metal (por ejemplo, cada ligando de fosfina se puede unir con un par solitario). Del mismo modo Lewis y los ácidos bronceados (protones) no contribuyen nada.
• Para ligandos insaturados como las alkenes, se añade un electrón para 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 neutral). La situación no es muy diferente del η³ frente al η¹ alilo. Otro ligando inusual desde la perspectiva del conteo de electrones es el dióxido de azufre.

Ejemplos

• CH4, para el C central

neutral contando: C aporta 4 electrones, cada H radical contribuye uno cada uno: 4 + 4 × 1 = 8 electrones de valencia

Conteo iónico: C^4- contribuye 8 electrones, cada protón contribuye 0 cada uno: 8 + 4 × 0 = 8 electrones.

Similar para H:

neutral contando: H aporta 1 electron, el C aporta 1 electron (los otros 3 electrones de C son para los otros 3 hidrógenos en la molécula): 1 + 1 × 1 = 2 electrones de valencia.

Conteo iónico: H aporta 0 electrones (H⁺), C^4- contribuye 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 desde la vida diaria)

• H2S, para el S central

neutral contando: S aporta 6 electrones, cada radical de hidrógeno aporta uno cada uno: 6 + 2 × 1 = 8 electrones de valencia

Conteo iónico: S^{2 - 2} contribuye 8 electrones, cada protón contribuye 0: 8 + 2 × 0 = 8 electrones valence

conclusión: con un conteo de electrones octeto (en azufre), podemos anticipar que H₂S sería pseudo-tetraedral si uno considera los dos pares solitarios.

• SCl2, para el S central

neutral contando: S aporta 6 electrones, cada radical cloro contribuye uno cada uno: 6 + 2 × 1 = 8 electrones de valencia

Conteo iónico: S²⁺ contribuye 4 electrones, cada anión de cloruro contribuye 2: 4 + 2 × 2 = 8 electrones de valencia

conclusión: ver el debate para H₂S arriba. Ambos SCl₂ y H₂S sigue la regla del octeto - el comportamiento de estas moléculas es sin embargo bastante diferente.

• SF6, para el S central

neutral contando: S aporta 6 electrones, cada radical fluorino aporta uno cada uno: 6 + 6 × 1 = 12 electrones de valencia

Conteo iónico: S⁶⁺ contribuye 0 electrones, cada anión fluoruro contribuye 2: 0 + 6 × 2 = 12 electrones valence

conclusión: el conteo iónico indica una molécula que carece de pares solitarios de electrones, por lo tanto su estructura será octaedral, como predijo el VSEPR. Uno podría concluir que esta molécula sería altamente reactiva - pero lo contrario es cierto: SF₆ es inerte, y es ampliamente utilizado en la industria debido a esta propiedad.

• TiCl4, para el Ti central

neutral contando: Ti aporta 4 electrones, cada radical cloro contribuye uno cada uno: 4 + 4 × 1 = 8 electrones de valencia

Conteo iónico: Ti⁴⁺ contribuye 0 electrones, cada anión cloruro aporta dos cada uno: 0 + 4 × 2 = 8 electrones de valencia

conclusión: Teniendo sólo 8e (vs 18 posible), podemos anticipar que TiCl₄ será un buen ácido de Lewis. De hecho, reacciona (en algunos casos violentamente) con agua, alcoholes, éteres, minas.

• Fe(CO)5

neutral contando: 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 el mismo que el conteo neutral, todos los fragmentos son neutrales. Puesto que se trata de un complejo de 18 electrón, se espera que sea compuesto inolable.

• Ferrocene, (C5H5)2Fe, para el central Fe:

neutral contando: Fe aporta 8 electrones, los 2 anillos de ciclopentadienilo contribuyen 5 cada uno: 8 + 2 × 5 = 18 electrones

Conteo iónico: Fe²⁺ contribuye 6 electrones, los dos anillos aromáticos de ciclopentadienilo contribuyen 6 cada uno: 6 + 2 × 6 = 18 electrones de valencia sobre hierro.

conclusión: Se espera que Ferrocene sea un compuesto inolable.