Подсчет электронов - это формализм, используемый для классификации соединений, а также для объяснения или предсказания электронная структура и связь. Многие правила в химии основаны на подсчете электронов:
- правило октетов используется с структурами Льюиса для элементов основной группы, особенно более легких, таких как углерод., азот и кислород,
- 18-электронное правило в неорганической химии и металлоорганической химии перехода металлы,
- Правило Хюккеля для π-электронов ароматических соединений,
- Теория пар многогранных скелетных электронов для кластерных соединений, включая переходные металлы и элементы основной группы, такие как бор, включая правила Уэйда для полиэдрических кластерных соединений, включая переходные металлы и элементы основной группы и их смеси.
Атомы называются «электронно-дефицитный », когда у них слишком мало электронов по сравнению с их соответствующими правилами, или «гипервалентный », когда у них слишком много электронов. Поскольку эти соединения имеют тенденцию быть более реактивными, чем соединения, подчиняющиеся их правилу, счет электронов является важным инструментом для определения реакционной способности молекул.
Содержание
- 1 Правила счета
- 1.1 Нейтральный счет
- 1.2 Ионный счет
- 2 Электроны, пожертвованные общими фрагментами
- 3 Примеры
- 4 См. Также
- 5 Ссылки
Правила подсчета
Два метода подсчета электронов популярны, и оба дают одинаковый результат.
- Подход нейтрального подсчета предполагает, что изучаемая молекула или фрагмент состоит из чисто ковалентных связей. Он был популяризирован Малкольмом Грином вместе с обозначением лигандов L и X. Обычно это считается более простым, особенно для низковалентных переходных металлов.
- Подход «ионного счета» предполагает чисто ионные связи между атомами. Можно проверить свой расчет, используя оба подхода.
Тем не менее, важно знать, что большинство химических соединений существует между чисто ковалентными и ионными крайностями.
Нейтральный счет
- Этот метод начинается с определения местоположения центрального атома в периодической таблице и определения количества его валентных электронов. Считают валентные электроны для элементов основной группы иначе, чем для переходных металлов.
- Например. в периоде 2: B, C, N, O и F имеют 3, 4, 5, 6 и 7 валентных электронов соответственно.
- Например. в период 4: K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, Fe, Ni имеют 1, 2, 3, 4, 5, 6, 8, 10 валентных электронов соответственно.
- Один добавляется на каждые галогенид или другой анионный лиганд, который связывается с центральным атомом через сигма-связь.
- Два добавляются для каждой неподеленной пары, связывающейся с металлом (например, каждое основание Льюиса связывается с неподеленной парой). Ненасыщенные углеводороды, такие как алкены и алкины, считаются основаниями Льюиса. Точно так же кислоты Льюиса и Бренстеда (протоны) ничего не вносят.
- По одной добавляется для каждой связи гомоэлемента.
- По одной добавляется для каждого отрицательного заряда, и одна вычитается для каждого положительного заряда.
Подсчет ионов
- Этот метод начинается с расчета количества электронов элемента в предположении степени окисления
- Например, для Fe имеет 6 электронов
- S имеет 8 электронов
- Два добавляются на каждый галогенид или другой анионный лиганд, который связывается с металлом через сигма-связь.
- Два добавляются для каждой неподеленной пары, связывающейся с металлом (например, каждый фосфиновый лиганд может связываться с неподеленной парой). Точно так же кислоты Льюиса и Бренстеда (протоны) ничего не вносят.
- Для ненасыщенных лигандов, таких как алкены, один электрон добавляется на каждый атом углерода, связывающийся с металлом.
Электроны, дарованные общими фрагментами
| Лиганд | Вклад электронов. (нейтральный счет) | Вклад электронов. (ионный счет) | Ионный эквивалент |
|---|
| X | 1 | 2 | X; X = F, Cl, Br, I |
| H | 1 | 2 | H |
| H | 1 | 0 | H |
| O | 2 | 4 | O |
| N | 3 | 6 | N |
| NR3 | 2 | 2 | NR3; R = H, алкил, арил |
| CR2 | 2 | 4 | CR. 2 |
| Этилен | 2 | 2 | C2H4 |
| циклопентадиенил | 5 | 6 | C. 5H. 5 |
| бензол | 6 | 6 | C6H6 |
«Особые случаи»
Число электронов, «отданных» некоторыми лигандами, зависит от геометрии металла. ансамбль лигандов. Примером этого усложнения является объект M– NO. Когда эта группировка является линейной, лиганд NO считается трехэлектронным лигандом. Когда субъединица M – NO сильно изогнута по N, NO рассматривается как псевдогалогенид и, таким образом, является одноэлектронным (в подходе нейтрального счета). Ситуация не сильно отличается от η по сравнению с η аллилом. Еще один необычный лиганд с точки зрения счета электронов - это диоксид серы.
Примеры
- CH4, для центрального счета C
- нейтральных: C вносит 4 электрона, каждый радикал H вносит по одному: 4 + 4 × 1 = 8 валентных электронов
- ионный счет : C вносит 8 электронов, каждый протон дает 0 каждый: 8 + 4 × 0 = 8 электронов.
- Аналогично для H:
- нейтральный счет: H вносит 1 электрон, C дает 1 электрон (остальные 3 электрона C предназначены для других 3 атомов водорода в молекуле): 1 + 1 × 1 = 2 валентных электрона.
- ионный счет: H дает 0 электронов (H), C дает 2 электрона ( на H), 0 + 1 × 2 = 2 валентных электрона
- вывод: метан следует правилу октетов для углерода и правилу дуэта для водорода, и, следовательно, ожидается, что он будет стабильной молекулой (как мы видим из повседневной жизни)
- нейтрального подсчета: S вносит 6 электронов, каждый водородный радикал вносит по одному каждому: 6 + 2 × 1 = 8 валентных электронов
- подсчет ионов: S вносит вклад 8 электронов, каждый протон дает 0: 8 + 2 × 0 = 8 валентных электронов
- заключение: с октетным подсчетом электронов (на сере) мы можем ожидать, что H 2 S будет псевдотетраэдрическим, если рассматривать две неподеленные пары.
- SC1 2, для центрального подсчета нейтральных S
- : S вносит 6 электронов, каждый радикал хлора дает по одному: 6 + 2 × 1 = 8 валентных электронов
- подсчет ионов: S вносит 4 электрона, каждый хлорид-анион вносит 2: 4 + 2 × 2 = 8 валентных электронов
- заключение: см. обсуждение H 2 S выше. И SCl 2, и H 2 S следуют правилу октетов - однако поведение этих молекул совершенно разное.
- нейтрального счета: S вносит вклад 6 электронов, каждый радикал фтора дает по одному: 6 + 6 × 1 = 12 валентных электронов
- подсчет ионов: S дает 0 электронов, каждый фторид-анион дает 2: 0 + 6 × 2 = 12 валентных электронов
- вывод: ионный счет указывает на то, что в молекуле отсутствуют неподеленные пары электронов, поэтому ее структура будет октаэдрической, как предсказано VSEPR. Можно сделать вывод, что эта молекула будет иметь высокую реакционную способность, но верно и обратное: SF 6 инертен, и благодаря этому свойству он широко используется в промышленности.
- TiCl 4 для центральный Ti
- нейтральный счет: Ti вносит 4 электрона, каждый радикал хлора вносит по одному: 4 + 4 × 1 = 8 валентных электронов
- счет ионов: Ti вносит 0 электронов, каждый хлорид-анион вносит по два: 0 + 4 × 2 = 8 валентных электронов
- заключение: имея только 8e (вместо 18 возможных), мы можем ожидать, что TiCl 4 будет хорошим методом Льюиса. кислота. Действительно, он реагирует (в некоторых случаях бурно) с водой, спиртами, простыми эфирами, аминами.
- нейтральный счет: Fe вносит 8 электронов, каждый CO дает по 2: 8 + 2 × 5 = 18 валентные электроны
- ионный счет: Fe (0) вносит 8 электронов, каждый CO вносит по 2 каждого: 8 + 2 × 5 = 18 валентных электронов
- выводы: это особый случай, когда ионный подсчет такой же, как и нейтральный, все фрагменты нейтральны. Поскольку это 18-электронный комплекс, ожидается, что это будет выделяемое соединение.
- Ферроцен, (C 5H5)2Fe, для центрального Fe:
- нейтральный счет: Fe дает 8 электронов, 2 циклопентадиенил -кольца вносят по 5 каждое: 8 + 2 × 5 = 18 электронов
- ионный счет: Fe вносит 6 электронов, два ароматических циклопентадиенильных кольца вносят по 6 каждое: 6 + 2 × 6 = 18 валентных электронов на железо.
- заключение: ожидается, что ферроцен будет изолируемым соединением.
Эти примеры демонстрируют методы подсчета электронов, они представляют собой формализм и не имеют ничего общего с реальными химическими превращениями. Большинство упомянутых выше «фрагментов» не существуют как таковые; их нельзя хранить в бутылке: например, нейтральный C, тетраанионный C, нейтральный Ti и тетракатионный Ti не являются свободными частицами, они всегда связаны с чем-то, для нейтрального C он обычно встречается в графите, древесном угле, алмазе (разделяет электроны с соседними атомами углерода), что касается Ti, который c может быть обнаружен как его металл (где он делит свои электроны с соседними атомами Ti), C и Ti «существуют» только с соответствующими противоионами (с которыми они, вероятно, имеют общие электроны). Таким образом, эти формализмы используются только для предсказания стабильности или свойств соединений!
См. Также
Ссылки
