عد الإلكترونات  عد الإلكترونات هي طريقة علمية تستخدم لتصنيف المركبات ووصفها كما أنها تستخدم لتوقع الهيكل الإلكتروني والروابط الكيميائية. كما تعتمد الكثير من القوانين في الكيمياء على العد الإلكتروني:   تسمى الذرات التي لا تتبع القواعد بــ «ناقصة-إلكترونات» (بالإنجليزية: electron-deficient) وهو عندما يكون عدد الإلكترونات قليل جداً أو كثير جداً لتحقيق ترتيب الغازات النبيلة. بما أن هذه المركبات غالباً ما تكون أكثر تفاعلاً عن المركبات التي تتبع القواعد، لذا فالعد الإلكتروني أداة مهمة جداً لتحديد تفاعل الجزيئات.  هناك طريقتان مشهورتان لعد الإلكترونات وكلاهما تعطيان نفس النتيجة. من المهم أن ندرك أن أغلب الأنواع الكيميائيه تتواجد بين النقيضين التساهمية والأيونية الخالصة  مثال. في الدورة الثانية: بورون، كربون، نيتروجين، أوكسيجين، فلورين لديها 3، 4، 5، 6 و 7 إلكترونات تكافؤ على التعاقب.  مثال: في الدورة الرابعة: بوتاسيوم، كالسيوم، سكانديوم، تيتانيوم، فاناديوم، كروم، حديد، نيكل لديها 1، 2، 3، 4، 5، 6، 8، 10 بالتعاقب.  مثال: +Fe2 لديه 6 إلكترونات  −S2 لديه 8 الكترونات  أعداد الإلكترونات «المتبرعة» من قبل بعض الروابط يعتمد على هندسة الروابط المعدنية. ومثال على هذه المضاعفات هو الكيان M-NO. عندما يكون هذا التجمع خطيا، يعتبر ارتباط الNO ارتباط ثلاثي-الإلكترونات. وعندما تميل الوحدة الفرعية للM-NO بقوة في N فتعامل الNO على انها هاليد كاذب وبالتالي فهو إلكترون واحد. (في نهج العد المحايد). لا يختلف الوضع كثيرا بين الأليل η3 و η1. وأمر آخر غير معتاد في منظور عد الإلكترون هو ثاني أكسيد الكبريت.   العد الحيادي: C (كربون) في هذا المركب يساهم ب4 إلكترونات، وكل H (هايدروجين) في المركب تساهم ب 1 إلكترون: 4 + 4 * 1 = 8 إلكترونات تكافؤ.  العد الأيوني: -C4 تساهم ب8 إلكترونات تكافؤ، كل بروتون يساهم بصفر إلكترونات: 8 + 4 * 0 = 8 إلكترونات  وبالنسبة لH (هايدروجين) فهي مشابهة لها:  العد الحيادي: H تساهم بإلكترون واحد والC تساهم بواحدة أيضا (الثلالث إلكترونات المتبقية من C هي لي الثلاث هايدروجينات المتبقية في الجزيئة): 1 + 1 * 1 = 2 إلكترونات تكافؤ  العد الأيوني: H تساهم بصفر إلكترون (+H). أما −C4 فتساهم ب2 إلكترون (لكل H طبعا)، 0 + 1 * 2 = 2 إلكترونات تكافؤ.  الخلاصة: ميثان يتبع قاعدة الثمانيات لعنصر الكربون، وقاعدة الدويتو للهايدروجين، وبالتالي من المتوقع أن تكون الجزيئة مستقرة (كما نرى في حياتنا اليومية)   العد الحيادي: S (كبريت) يساهم ب6 إلكترونات، وكل هايدروجين تساهم بإلكترون واحد: 6 + 2 * 1 = 8 إلكترونات تكافؤ  العد الأيوني: −S2 يساهم ب8 إلكترونات، كل بروتون يساهم ب صفر: 8 + 2 * 0 = 8 إلكترونات تكافؤ  الخلاصة: مع عدد إلكترون ثماني (للكبريت)، يمكن أن نتوقع أنه سيكون رباعي السطوح إذا أخذنا بعين الاعتبار الزوجين الوحيدين.   العد الحيادي: S تساهم ب6 إلكترونات، وكل كلورين يساهم بواحدة: 6 + 2 * 1 = 8 إلكترونات تكافؤ  العد الأيوني: +S2 تساهم ب4 إلكترونات، كل كلورين أنيون تساهم ب2: 4 + 2 * 2 = 8 إلكترونات تكافؤ  الخلاصة: انظر مناقشة H2S أعلاه. لاحظ أن H2S و SCl2 كلاهما يتبع قاعدة الثمانيات - إلا أن سلوك هذه الجزيئات يختلف تماما.   العد الحيادي: S تساهم ب6 إلكترونات، وكل فلورين يساهم بواحد إلكترون: 6 + 6 * 1 = 12 إلكترونات تكافؤ  العد الأيوني: +S6 يساهم ب صفر إلكترون، وكل فلورين أنيون يساهم ب2 إلكترون: 0 + 4 * 2 = 8 إلكترونات تكافؤ  الخلاصة: العد الايوني يشير أن الجزئية ناقصة زوجين وحديدين للإلكترونات، لذلك فتركيبتها ستكون ثماني السطوح كما توقعت نظرية فيسبر. يمكن أن يستنتج أن هذه الجزيئة تسكون عالية التفاعل - لكن العكس صحيح: SF6 يعتبر خامل ويستخدم بشكل واسع في الصناعة بسبب هذه الخاصية.   العد الحيادي: Ti تساهم ب4 إلكترونات، وكل كلورين يساهم بواحدة: 4 + 4 * 1 = 8 إلكترونات تكافؤ  العد الأيوني: +Ti4 يساهم ب صفر إلكترون، وكل كلورين أنيون يساهم بإثنتان: 0 + 4 * 2 = 8 إلكترونات تكافؤ  الخلاصة: وجود فقظ 8 إلكترونات فقط (مقابل ال18 الممكنة)، يمكن أن نتوقع أن TiCl4 سيكون حمض لويس جيد. لا شك أنه يتفاعل (بعنف في بعض الحالات) مع الماء، الكحوليات، الاسترات والأمينات.   العد الحيادي: Fe يساهم بثمانية إلكترونات، كل CO يساهم ب2 إلكترون: 8 + 2 * 5 = 18 إلكترونات تكافؤ  العد الأيوني: Fe(0(يساهم بثمانية إلكترونات، كل CO يساهم ب2 إلكترون: 8 + 2 * 5 = 18 إلكترونات تكافؤ  الخلاصة: هذه حالة خاصة، حيث أن العد الحيادي هو نفس العد الأيوني، كل القطع حيادية. بما أنها مجمع 18-إلكترون، يتوقع أن يكون المركب مركب معزول.   العد الحيادي: Fe يساهم ب8 إلكترونات وكل (C5H5) يساهم بخمسة إلكترونات: 8 + 2 * 5 = 18 إلكترونات  العد الأيوني: +Fe2 يساهم ب6 إلكترون وكل (C5H5) يساهم ب6 إلكترونات: 6 + 2 * 6 = 18 إلكترونات تكافؤ للحديد (Fe).  الخلاصة: كما في المثال السابق، الفيروسين هنا يتوقع أن يكون مركب معزول.  تظهر هذه الأمثال طرق عد الإلكترونات، هذه نظرية علمية وليس لها أي علاقة مع التحولات الكيميائية في الحياة الحقيقية. الكثير من 'القطع' المذكرة أعلاه لا توجد في الحقيقة كما ذكرت; ولا يمكن وضعا في قارورة: مثال. الكربون الحيادي و Ti ليست أنواع حرة، هم دائما ما يرتبطون مع شيء، الكربون الحيادي مثلا، دائما ما يوجد في الجرافيت، الفحم، الماس (يتقاسم الإلكترونات مع الكاربونات المجاورة)، أما بالنسبة لTI فيوجد دائما في المعادن (حيث تشترك إلكتروناتها مع ذرات Ti المجاورة)، -C4 و +Ti4 'موجودة' فقط مع مضادة المناسبة (التي على الأرجح أن تشارك فيها الإلكترونات). لذلك يتم استخدام هذه الرمسية فقط لتنبؤ الاستقرار أو خصائص المركبات!