Подсчет электронов - Википедия - Electron counting
Подсчет электронов формализм, используемый для классификации соединений и для объяснения или предсказания электронной структуры и связь.[1] Многие правила в химии основаны на подсчете электронов:
- Правило октета используется с Структуры Льюиса за элементы основной группы, особенно более легкие, такие как углерод, азот, и кислород,
- 18-электронное правило в неорганическая химия и металлоорганическая химия из переходные металлы,
- Правило Хюккеля для π-электроны из ароматические соединения,
- Теория пар многогранных скелетных электронов за кластерные соединения, включая переходные металлы и элементы основных групп, такие как бор включая Уэйда правила для многогранник кластерные соединения, включая переходные металлы и элементы основных групп, а также их смеси.
Атомы называются "электронодефицитный "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, которые подчиняются их правилу, счет электронов является важным инструментом для определения реакционной способности молекул.
Правила подсчета
Популярны два метода счета электронов, которые дают одинаковый результат.
- Подход нейтрального подсчета предполагает, что изучаемая молекула или фрагмент состоит из чисто ковалентных связей. Это было популяризировано Малькольм Грин вместе с обозначениями лигандов L и X.[2][3] Обычно считается, что это проще, особенно для низковалентных переходных металлов.[нужна цитата ]
- Подход «ионного счета» предполагает чисто ионные связи между атомами. Можно проверить свой расчет, используя оба подхода.
Однако важно знать, что большинство химических соединений существует между чисто ковалентными и ионными крайностями.
Нейтральный подсчет
- 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.
- По одному добавляется для каждого галогенид или другой анионный лиганд, который связывается с центральным атомом через сигма-связь.
- Два добавляются для каждой неподеленной пары, соединяющейся с металлом (например, каждое основание Льюиса соединяется 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 гомоэлементной связи.
- Один добавляется для каждого отрицательного заряда, и один вычитается для каждого положительного заряда.
Ионный счет
- Этот метод начинается с расчета количества электронов элемента в предположении степени окисления
- Например. для Fe2+ имеет 6 электронов
- S2− имеет 8 электронов
- Два добавляются за каждые 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, подаренные обычными фрагментами
| Лиганд | Электроны внесли (нейтральный подсчет) | Электроны внесли (ионный счет) | Ионный эквивалент |
|---|---|---|---|
| Икс | 1 | 2 | Икс−; X = F, Cl, Br, I |
| ЧАС | 1 | 2 | ЧАС− |
| ЧАС | 1 | 0 | ЧАС+ |
| О | 2 | 4 | О2− |
| N | 3 | 6 | N3− |
| NR3 | 2 | 2 | NR3; R = H, алкил, арил |
| CR2 | 2 | 4 | CR2− 2 |
| Этилен | 2 | 2 | C2ЧАС4 |
| циклопентадиенил | 5 | 6 | C 5ЧАС− 5 |
| бензол | 6 | 6 | C6ЧАС6 |
"Особые случаи"
Число электронов, «отданных» некоторыми лигандами, зависит от геометрии ансамбля металл-лиганд. Примером этого осложнения является M–НЕТ юридическое лицо. 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 мало чем отличается от η3 по сравнению с η1 аллил. Еще один необычный лиганд с точки зрения счета электронов - это диоксид серы.
Примеры
- CH4, для центрального C
- нейтральный счет: C вносит 4 электрона, каждый радикал H вносит по одному: 4 + 4 × 1 = 8 валентных электронов
- ионный счет: C4− вносит 8 электронов, каждый протон дает по 0: 8 + 4 × 0 = 8 электронов.
- Аналогично H:
- нейтральный подсчет: H вносит 1 электрон, C вносит 1 электрон (остальные 3 электрона C предназначены для других 3 атомов водорода в молекуле): 1 + 1 × 1 = 2 валентных электрона.
- ионный счет: H вносит 0 электронов (H+), C4− вносит 2 электрона (на каждую H), 0 + 1 × 2 = 2 валентных электрона
- Заключение: 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).
- ЧАС2S, для центральной S
- нейтральный счет: S вносит 6 электронов, каждый водородный радикал вносит по одному: 6 + 2 × 1 = 8 валентных электронов
- ионный счет: S2− вносит 8 электронов, каждый протон дает 0: 8 + 2 × 0 = 8 валентных электронов
- Вывод: с помощью октетного подсчета электронов (на сере) можно ожидать, что H2S будет псевдотетраэдром, если рассматривать две неподеленные пары.
- SCl2, для центральной S
- нейтральный счет: S вносит 6 электронов, каждый радикал хлора вносит по одному: 6 + 2 × 1 = 8 валентных электронов
- ионный счет: S2+ вносит 4 электрона, каждый хлорид-анион вносит 2: 4 + 2 × 2 = 8 валентных электронов
- заключение: см. обсуждение H2S выше. Оба SCl2 и H2S следуют правилу октетов - однако поведение этих молекул совершенно иное.
- SF6, для центральной S
- нейтральный счет: S вносит 6 электронов, каждый радикал фтора вносит по одному: 6 + 6 × 1 = 12 валентных электронов
- ионный счет: S6+ вносит 0 электронов, каждый фторид-анион вносит 2: 0 + 6 × 2 = 12 валентных электронов
- Заключение: счет ионов указывает на то, что в молекуле отсутствуют неподеленные пары электронов, поэтому ее структура будет октаэдрической, как предсказано VSEPR. Можно было бы сделать вывод, что эта молекула будет иметь высокую реакционную способность, но верно обратное: SF6 инертен и благодаря этому свойству широко используется в промышленности.
- TiCl4, для центрального Ti
- нейтральный счет: Ti вносит 4 электрона, каждый радикал хлора вносит по одному: 4 + 4 × 1 = 8 валентных электронов
- ионный счет: Ti4+ вносит 0 электронов, каждый хлорид-анион дает по два: 0 + 4 × 2 = 8 валентных электронов
- вывод: имея только 8e (vs. 18 возможно), можно ожидать, что TiCl4 будет хорошей кислотой Льюиса. Действительно, он реагирует (в некоторых случаях бурно) с водой, спиртами, эфирами, аминами.
- нейтральный подсчет: Fe вносит 8 электронов, каждый CO дает по 2: 8 + 2 × 5 = 18 валентных электронов
- ионный счет: Fe (0) вносит 8 электронов, каждый CO вносит по 2 каждого: 8 + 2 × 5 = 18 валентных электронов
- выводы: это частный случай, когда ионный счет такой же, как нейтральный, все фрагменты нейтральны. Поскольку это 18-электронный комплекс, ожидается, что это будет выделяемое соединение.
- Ферроцен, (C5ЧАС5)2Fe, для центрального Fe:
- нейтральный счет: Fe вносит 8 электронов, 2 циклопентадиенильные кольца вносят по 5 каждый: 8 + 2 × 5 = 18 электронов
- ионный счет: Fe2+ вносит 6 электронов, два ароматических циклопентадиенильных кольца вносят по 6 каждое: 6 + 2 × 6 = 18 валентных электронов на железе.
- Заключение: ожидается, что ферроцен будет выделяемым соединением.
Эти примеры показывают методы счета электронов, они формализм, и не имеют ничего общего с реальная жизнь химические превращения. Большинство упомянутых выше «фрагментов» нет существуют как таковые; их нельзя хранить в бутылке: например, нейтральный C, тетраанионный C, нейтральный Ti и тетракатионный Ti не являются свободный разновидности, 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 может быть найден как его металл (где он разделяет свои электроны с соседними атомами углерода). Атомы Ti), C4− и Ti4+ «существуют» только с соответствующими противоионами (с которыми они, вероятно, имеют общие электроны). Таким образом, эти формализмы используются только для предсказания стабильности или свойств соединений!
Смотрите также
Рекомендации
- ^ Паркин, Джерард (2006). «Валентность, окислительное число и формальный заряд: три связанных, но фундаментально разных концепции». Журнал химического образования. 83: 791. Bibcode:2006JChEd..83..791P. Дои:10.1021 / ed083p791. ISSN 0021-9584. Получено 2009-11-10.
- ^ Грин, М. Л. Х. (1995-09-20). «Новый подход к формальной классификации ковалентных соединений элементов». Журнал металлоорганической химии. 500 (1–2): 127–148. Дои:10.1016 / 0022-328X (95) 00508-N. ISSN 0022-328X.
- ^ "MLXZ". www.columbia.edu.