Contagem de elétrons - Electron counting
A contagem de elétrons é um formalismo usado para classificar compostos e para explicar ou prever estruturas eletrônicas e ligações . Muitas regras em química dependem da contagem de elétrons:
- A regra do octeto é usada com estruturas de Lewis para os elementos do grupo principal , especialmente os mais leves, como carbono , nitrogênio e oxigênio ,
- Regra de 18 elétrons em química inorgânica e química organometálica de metais de transição ,
- A regra de Hückel para os elétrons π de compostos aromáticos ,
- Teoria de pares de elétrons esqueléticos poliédricos para compostos de cluster , incluindo metais de transição e elementos do grupo principal, como o boro, incluindo regras de Wade para compostos de cluster poliédrico , incluindo metais de transição e elementos do grupo principal e suas misturas.
Os átomos são chamados de " deficientes em elétrons " quando têm poucos elétrons em comparação com suas respectivas regras, ou " hipervalentes " quando têm muitos elétrons. Como esses compostos tendem a ser mais reativos do que os compostos que obedecem às suas regras, a contagem de elétrons é uma ferramenta importante para identificar a reatividade das moléculas.
Regras de contagem
Dois métodos de contagem de elétrons são populares e ambos fornecem o mesmo resultado.
- A abordagem de contagem neutra assume que a molécula ou fragmento em estudo consiste em ligações puramente covalentes. Foi popularizado por Malcolm Green junto com a notação de ligantes L e X. Geralmente é considerado mais fácil, especialmente para metais de transição de baixa valência.
- A abordagem de "contagem iônica" assume ligações puramente iônicas entre átomos. Pode-se verificar o cálculo usando ambas as abordagens.
É importante, porém, estar ciente de que a maioria das espécies químicas existem entre os extremos puramente covalentes e iônicos.
Contagem neutra
- Este método começa localizando o átomo central na tabela periódica e determinando o número de seus elétrons de valência. Conta-se os elétrons de valência para os elementos do grupo principal de maneira diferente dos metais de transição.
- Por exemplo, no período 2: B, C, N, O e F têm 3, 4, 5, 6 e 7 elétrons de valência, respectivamente.
- Por exemplo, no período 4: K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, Fe, Ni têm 1, 2, 3, 4, 5, 6, 8, 10 elétrons de valência, respectivamente.
- Um é adicionado para cada haleto ou outro ligante aniônico que se liga ao átomo central por meio de uma ligação sigma.
- Dois são adicionados para cada par solitário ligado ao metal (por exemplo, cada base de Lewis se liga a um par solitário). Hidrocarbonetos insaturados, como alcenos e alcinos, são considerados bases de Lewis. Da mesma forma, os ácidos de Lewis e Bronsted (prótons) não contribuem com nada.
- Um é adicionado para cada vínculo de homoelemento.
- Um é adicionado para cada carga negativa e um é subtraído para cada carga positiva.
Contagem iônica
- Este método começa calculando o número de elétrons do elemento, assumindo um estado de oxidação
- Por exemplo, para um Fe 2+ tem 6 elétrons
- S 2− tem 8 elétrons
- Dois são adicionados para cada haleto ou outro ligante aniônico que se liga ao metal por meio de uma ligação sigma.
- Dois são adicionados para cada par solitário que se liga ao metal (por exemplo, cada ligante de fosfina pode se ligar a um par solitário). Da mesma forma, os ácidos de Lewis e Bronsted (prótons) não contribuem com nada.
- Para ligantes insaturados, como alcenos, um elétron é adicionado para cada átomo de carbono que se liga ao metal.
Elétrons doados por fragmentos comuns
| Ligando | Elétrons contribuídos (contagem neutra) |
Contribuição de elétrons (contagem iônica) |
Equivalente iônico |
|---|---|---|---|
| X | 1 | 2 | X - ; X = F, Cl, Br, I |
| H | 1 | 2 | H - |
| H | 1 | 0 | H + |
| O | 2 | 4 | O 2− |
| N | 3 | 6 | N 3− |
| NR 3 | 2 | 2 | NR 3 ; R = H, alquil, aril |
| CR 2 | 2 | 4 |
CR 2− 2 |
| Etileno | 2 | 2 | C 2 H 4 |
| ciclopentadienil | 5 | 6 |
C 5 H - 5 |
| benzeno | 6 | 6 | C 6 H 6 |
"Casos especiais"
O número de elétrons "doados" por alguns ligantes depende da geometria do conjunto metal-ligante. Um exemplo dessa complicação é a entidade M– NO . Quando esse agrupamento é linear, o ligante NO é considerado um ligante de três elétrons. Quando a subunidade M – NO é fortemente dobrada em N, o NO é tratado como um pseudohalide e é, portanto, um elétron de um (na abordagem de contagem neutra). A situação não é muito diferente de η 3 versus η 1 alil. Outro ligante incomum da perspectiva da contagem de elétrons é o dióxido de enxofre.
Exemplos
- CH 4 , para o C central
- contagem neutra: C contribui com 4 elétrons, cada radical H contribui com um cada: 4 + 4 × 1 = 8 elétrons de valência
- contagem iônica: C 4− contribui com 8 elétrons, cada próton contribui com 0 cada: 8 + 4 × 0 = 8 elétrons.
- Semelhante para H:
- contagem neutra: H contribui com 1 elétron, o C contribui com 1 elétron (os outros 3 elétrons de C são para os outros 3 hidrogênios na molécula): 1 + 1 × 1 = 2 elétrons de valência.
- contagem iônica: H contribui com 0 elétrons (H + ), C 4− contribui com 2 elétrons (por H), 0 + 1 × 2 = 2 elétrons de valência
- conclusão: o metano segue a regra do octeto para o carbono e a regra do dueto para o hidrogênio e, portanto, espera-se que seja uma molécula estável (como vemos na vida diária)
- H 2 S , para o S central
- contagem neutra: S contribui com 6 elétrons, cada radical de hidrogênio contribui com um cada: 6 + 2 × 1 = 8 elétrons de valência
- contagem iônica: S 2− contribui com 8 elétrons, cada próton contribui com 0: 8 + 2 × 0 = 8 elétrons de valência
- conclusão: com uma contagem de elétrons octetos (no enxofre), podemos antecipar que H 2 S seria pseudotetraédrico se considerarmos os dois pares solitários.
- SCl 2 , para o S central
- contagem neutra: S contribui com 6 elétrons, cada radical de cloro contribui com um cada: 6 + 2 × 1 = 8 elétrons de valência
- contagem iônica: S 2+ contribui com 4 elétrons, cada ânion cloreto contribui com 2: 4 + 2 × 2 = 8 elétrons de valência
- conclusão: veja a discussão para H 2 S acima. Ambos SCl 2 e H 2 S seguem a regra do octeto - o comportamento dessas moléculas é, no entanto, bastante diferente.
- SF 6 , para o S central
- contagem neutra: S contribui com 6 elétrons, cada radical de flúor contribui com um cada: 6 + 6 × 1 = 12 elétrons de valência
- contagem iônica: S 6+ contribui com 0 elétrons, cada ânion de fluoreto contribui com 2: 0 + 6 × 2 = 12 elétrons de valência
- conclusão: a contagem iônica indica uma molécula sem pares de elétrons isolados, portanto sua estrutura será octaédrica, conforme previsto pelo VSEPR . Pode-se concluir que essa molécula seria altamente reativa - mas o oposto é verdadeiro: o SF 6 é inerte e amplamente utilizado na indústria por causa dessa propriedade.
- TiCl 4 , para o Ti central
- contagem neutra: Ti contribui com 4 elétrons, cada radical de cloro contribui com um cada: 4 + 4 × 1 = 8 elétrons de valência
- contagem iônica: Ti 4+ contribui com 0 elétrons, cada ânion cloreto contribui com dois cada: 0 + 4 × 2 = 8 elétrons de valência
- conclusão: Tendo apenas 8e (vs. 18 possível), podemos antecipar que TiCl 4 será um bom ácido de Lewis. Na verdade, ele reage (em alguns casos violentamente) com água, álcoois, éteres, aminas.
- contagem neutra: Fe contribui com 8 elétrons, cada CO contribui com 2 cada: 8 + 2 × 5 = 18 elétrons de valência
- contagem iônica: Fe (0) contribui com 8 elétrons, cada CO contribui com 2 cada: 8 + 2 × 5 = 18 elétrons de valência
- conclusões: este é um caso especial, onde a contagem iônica é igual à contagem neutra, todos os fragmentos sendo neutros. Como este é um complexo de 18 elétrons, espera-se que seja um composto isolável.
- Ferroceno, (C 5 H 5 ) 2 Fe , para o Fe central:
- contagem neutra: Fe contribui com 8 elétrons, os 2 anéis ciclopentadienil contribuem com 5 cada: 8 + 2 × 5 = 18 elétrons
- contagem iônica: Fe 2+ contribui com 6 elétrons, os dois anéis ciclopentadienil aromáticos contribuem com 6 cada: 6 + 2 × 6 = 18 elétrons de valência no ferro.
- Conclusão: Espera-se que o ferroceno seja um composto isolável.
Esses exemplos mostram os métodos de contagem de elétrons, eles são um formalismo e não têm nada a ver com as transformações químicas da vida real . A maioria dos 'fragmentos' mencionados acima não existe como tal; eles não podem ser mantidos em uma garrafa: por exemplo, o C neutro, o C tetraaniônico, o Ti neutro e o Ti tetraciônico não são espécies livres , eles estão sempre ligados a alguma coisa, para C neutro, é comumente encontrado em grafite, carvão vegetal, diamante (compartilhando elétrons com os carbonos vizinhos), quanto ao Ti, que pode ser encontrado como seu metal (onde compartilha seus elétrons com átomos de Ti vizinhos), C 4− e Ti 4+ 'existem' apenas com contraíons apropriados (com os quais provavelmente compartilham elétrons). Portanto, esses formalismos são usados apenas para prever estabilidades ou propriedades de compostos!