전자 계수

Electron counting

전자계수는 화합물을 분류하고 전자구조와 [1]결합을 설명하거나 예측하는 데 사용되는 형식주의이다.화학의 많은 규칙은 전자계수에 의존합니다.

원자는 각각의 규칙에 비해 전자가 너무 적으면 "전자 결핍"이라고 불리며, 전자가 너무 많으면 "고가의"라고 불립니다.이러한 화합물은 그들의 법칙에 따르는 화합물보다 더 반응적인 경향이 있기 때문에, 전자 계수는 분자의 반응성을 확인하는 중요한 도구이다.

계수 규칙

두 가지 전자 계수 방법이 널리 사용되며 둘 다 동일한 결과를 제공합니다.

  • 중성계수 접근방식은 연구 대상 분자 또는 단편이 순수하게 공유 결합으로 구성되어 있다고 가정한다.그것은 L, X 리간드 [2][3]표기법과 함께 말콤 그린에 의해 대중화 되었다.특히 저가의 전이 [citation needed]금속에 대해서는 일반적으로 더 쉬운 것으로 간주됩니다.
  • "이온 계수" 접근법은 원자 사이의 순수 이온 결합을 가정합니다.두 가지 방법을 모두 사용하여 자신의 계산을 확인할 수 있다.

그러나 대부분의 화학종이 순수한 공유가와 이온 극단 사이에 존재한다는 것을 아는 것은 중요하다.

중성계수

  • 이 방법은 주기율표에서 중심 원자를 찾고 원자가 전자 수를 결정하는 것으로 시작합니다.하나는 전이 금속과 다르게 주족 원소의 원자가 전자를 셉니다.
예를 들어 주기 2: B, C, N, O, F는 각각 3, 4, 5, 6, 7의 원자가 전자를 가진다.
예를 들어 주기 4: K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, Fe, Ni는 각각 1, 2, 3, 4, 6, 8, 10개의 원자가 전자를 가진다.
  • 시그마 결합을 통해 중심 원자에 결합하는 모든 할로겐화물 또는 다른 음이온 배위자에 대해 1개가 첨가된다.
  • 금속에 결합하는 모든 단일 쌍에 대해 2개가 추가된다(예: 각 루이스 베이스는 단일 쌍으로 결합한다).알케인 및 알킨과 같은 불포화 탄화수소는 루이스 베이스로 간주된다.마찬가지로 루이스와 브론스테드산(프로톤)은 아무런 기여도 하지 않는다.
  • 각 호모엘리먼트 결합에 대해 1개가 추가됩니다.
  • 음전하마다 하나씩 더하고 양전하마다 하나씩 뺍니다.

이온 계수

  • 이 방법은 산화 상태를 가정하여 원소의 전자 수를 계산하는 것으로 시작합니다.
예2+: Fe의 경우 6개의 전자가 있습니다.
S는2− 8개의 전자를 가지고 있다.
  • 시그마 결합을 통해 금속에 결합하는 할로겐화물 또는 기타 음이온성 배위자마다 2개가 첨가된다.
  • 금속에 결합하는 1쌍당 2개가 첨가된다(예를 들어 각 포스핀 배위자는 1쌍으로 결합할 수 있다).마찬가지로 루이스와 브론스테드산(프로톤)은 아무런 기여도 하지 않는다.
  • 알케인 등의 불포화 리간드는 금속에 결합하는 탄소원자마다 1개의 전자를 첨가한다.

공통 조각에 의해 기증된 전자

리간드 전자가 기여함
(중립계수)		 전자가 기여함
(이온계수)		 이온 당량
X 1 2 X−; X = F, Cl, Br, I
H 1 2 H−
H 1 0 H+
O 2 4 오2−
N 3 6 N3−
NR3 2 2 NR3; R = H, 알킬, 아릴
CR2 2 4 CR2−
2
에틸렌 2 2 C2H4
시클로펜타디에닐 5 6 C
5H−
5
벤젠 6 6 C6H6

"특수 사례"

일부 배위자에 의해 "기증된" 전자의 수는 금속 배위자 앙상블의 기하학적 구조에 따라 달라집니다.이 복잡성의 예로는 M–NO 엔티티가 있습니다.이 그룹이 선형일 경우 NO 배위자는 3전자 배위자로 간주된다.M-NO 서브유닛이 N에서 강하게 구부러지면 NO는 의사할라이드로서 취급되며, 따라서 (중성계수접근법에서) 하나의 전자이다.상황은 versus3 대 all1 alyl과 크게 다르지 않다.전자계수의 관점에서 볼 때 또 다른 특이한 배위자는 이산화황이다.

예

  • CH4(중앙 C용)
중성계수: C는 4개의 전자를 기여하고, 각 H라디칼은 1개의 전자를 기여합니다: 4 + 4 × 1 = 8개의 원자가 전자
이온4− 계수: C는 8개의 전자를 기여하고, 각 양성자는 0개씩 기여한다: 8 + 4 × 0 = 8개의 전자.
H:와 유사
중성 계수:H는 1개의 전자, C는 1개의 전자(C의 나머지 3개의 전자는 분자의 다른 3개의 수소에 대한 전자): 1 + 1 × 1 = 2개의 원자가 전자.
이온 계수:H는 0개의 전자(H+), C는4− 2개의 전자(H당), 0 + 1 × 2 = 2개의 원자가 전자에 기여합니다.
결론:메탄은 탄소의 옥텟 법칙과 수소의 듀엣 법칙을 따르기 때문에 안정된 분자가 될 것으로 기대된다(일상에서 볼 수 있다).
  • HS2, 중앙 S용
중성계수: S는 6개의 전자를 기여하고, 각 수소 라디칼은 1개의 전자를 기여한다: 6 + 2 × 1 = 8개의 원자가 전자
이온 계수: S는2− 8개의 전자를 기여하고, 각 양성자는 0:8 + 2 × 0 = 8개의 원자가 전자를 기여합니다.
결론: 옥텟 전자수(황에 대한)에서 HS는 두 개의 단독 쌍을 고려한다면 의사 사면체일 것으로2 예상할 수 있다.
중성계수: S는 6개의 전자를 기여하고, 각 염소 라디칼은 각각 1개의 전자를 기여합니다: 6 + 2 × 1 = 8개의 원자가 전자
이온 계수: S는2+ 4개의 전자를 기여하고, 각 염화 음이온은 2:4 + 2 × 2 = 8개의 원자가 전자에 기여합니다.
결론: 위의 HS에 대한2 설명을 참조하십시오.SCl과22 HS는 모두 옥텟 규칙을 따릅니다.단, 이들 분자의 동작은 상당히 다릅니다.
  • SF6, 중앙 S용
중성계수: S는 6개의 전자를 기여하고, 각 불소 라디칼은 1개의 전자를 기여합니다: 6 + 6 × 1 = 12개의 원자가 전자
이온6+ 계수: S는 0개의 전자를 기여하고, 각 불소 음이온은 2: 0 + 6 × 2 = 12개의 원자가 전자에 기여합니다.
결론: 이온계수는 외톨이 전자쌍이 없는 분자를 나타내므로 VSEPR에 의해 예측된 바와 같이 그 구조는 8면체일 것이다.어떤 이는 이 분자가 매우 반응적이라고 결론지을 수 있지만, 그 반대는 사실이다6: SF는 불활성이고, 이러한 특성 때문에 산업에서 널리 사용된다.
중성 계수:Ti는 4개의 전자를 기여하며, 각 염소 라디칼은 각각 1개씩 기여한다: 4 + 4 × 1 = 8개의 원자가 전자
이온 계수:Ti는4+ 0개의 전자를 기여하고, 각 염화 음이온은 2개의 각각을 기여합니다: 0 + 4 × 2 = 8개의 원자가 전자
결론:8e(18개 대비)밖에 없기 때문에 TiCl이4 좋은 Lewis 산이 될 것으로 예상할 수 있습니다.실제로 물, 알코올, 에테르, 아민과 반응합니다(경우에 따라서는 격렬하게).
중성 계수:Fe는 8개의 전자를 기여하고, 각 CO는 2개의 전자를 기여합니다: 8 + 2 × 5 = 18개의 원자가 전자
이온 계수:Fe(0)는 8개의 전자를 기여하고, 각 CO는 2개의 전자를 기여합니다: 8 + 2 × 5 = 18개의 원자가 전자
결론: 이것은 이온계수가 중성계수와 같고 모든 fragment가 중성계수인 특수한 경우이다.이는 18전자 복합체이기 때문에 분리성 화합물이 될 것으로 예상된다.
중성 계수:Fe는 8개의 전자를 기여하고, 2개의 사이클로펜타디에닐 고리는 각각 5개를 기여합니다: 8 + 2 × 5 = 18개의 전자
이온 계수:Fe는2+ 6개의 전자를 기여하고, 2개의 방향족 사이클로펜타디에닐 고리는 각각 6개를 기여한다: 6 + 2 × 6 = 철 위의 18개의 원자가 전자.
결론:페로센은 분리 가능한 화합물이 될 것으로 예상된다.

이 예들은 전자계수법을 보여주며 형식주의이며 실제 화학변환과는 아무런 관련이 없다.위에 언급된 대부분의 '조각'은 그렇게 존재하지 않으며 병에 보관할 수 없습니다. 예를 들어 중성 C, 테트라 음이온 C, 중성 Ti 및 테트라 양이온 Ti는 자유종이 아닙니다. 그들은 항상 무언가에 결합되어 있으며 중성 C의 경우 흑연, 숯, 다이아몬드(주변 탄소 전자와 공유)에서 흔히 발견됩니다.ns)의 경우 금속(주변 Ti 원자와 전자를 공유함)으로4− 발견될 수 있는 Ti의 경우, C와4+ Ti는 적절한 대립(아마도 전자를 공유함)으로만 '존재'한다.그래서 이 형식들은 화합물의 안정성이나 특성을 예측하는 데만 사용된다!

「 」를 참조해 주세요.

레퍼런스

  1. ^ Parkin, Gerard (2006). "Valence, Oxidation Number, and Formal Charge: Three Related but Fundamentally Different Concepts". Journal of Chemical Education. 83 (5): 791. Bibcode:2006JChEd..83..791P. doi:10.1021/ed083p791. ISSN 0021-9584. Retrieved 2009-11-10.
  2. ^ Green, M. L. H. (1995-09-20). "A new approach to the formal classification of covalent compounds of the elements". Journal of Organometallic Chemistry. 500 (1–2): 127–148. doi:10.1016/0022-328X(95)00508-N. ISSN 0022-328X.
  3. ^ "MLXZ". www.columbia.edu.