3 QUIMICA Schaum

COMPUESTOS DE COORDINACIÓN 139
Tabla 9-3
Sustancia Enlace Longitud calculada Longitud observada
CH 3 Cl C Cl r C + r Cl = 77 + 99 = 176 pm 177 pm
(CH 3 ) 2 O C O r C + r O = 77 + 66 = 143 pm 143 pm
H 2 CO C O r C + r O − 21 = 143 − 21 = 122 pm 122 pm
ICN C N r C + r N − 34 = 77 + 70 − 34 = 113 pm 116 pm
la cantidad de átomos unidos a él, más la cantidad de pares no compartidos. Los enlaces múltiples cuentan lo mismo
que los enlaces sencillos. Este número RPECV característico es la cantidad de orbitales (cada uno ocupado por un par
de electrones) que debe provenir de los átomos centrales. Los ángulos entre ellos se determinan según el principio de
que los pares electrónicos se repelen entre sí. El método RPECV es una técnica sencilla que no requiere de la identificación
de los orbitales en forma explícita. Con la técnica de los orbitales híbridos se obtienen los mismos ángulos,
pero en una manera más formal vinculada al tratamiento matemático de los enlaces. En la tabla 9-4 se muestran los
números RPECV, los ángulos correspondientes y los conjuntos de orbitales híbridos.
Tabla 9-4
Número RPECV Ángulos de enlace Conjunto de orbitales híbridos
2 180°
sp
3 120°
sp 2
4 109°
28 sp 3
5 90 ° , 120 ° , 180°
dsp 3
6 90 ° , 180°
d 2 sp 3
Las desviaciones respecto a estos ángulos se deben a pares no compartidos, que se repelen con más fuerza que los
pares compartidos. Por ejemplo, en el CH 4 y el :NH 3 , el número RPECV es 4. El ángulo H—C—H en el CH 4 es un
ángulo tetraédrico perfecto, de 109°28′, pero el ángulo H—N—H en el :NH 3 se comprime más o menos hasta 107° a
causa del par no compartido. El RPECV para el agua también es 4. El oxígeno del agua tiene dos pares no compartidos,
que comprimen el ángulo HOH hasta 104.5°.
Los enlaces dobles también producen repulsión adicional que comprime ligeramente los ángulos adyacentes al
enlace, como muestra la figura 9-5. Se producen desviaciones si los diversos átomos en torno al átomo central tienen
tamaños muy diferentes.
COMPUESTOS DE COORDINACIÓN
Los electrones de un par electrónico de enlace no siempre provienen de los dos átomos que se enlazan, como se
muestra en la formación del ion amonio, por la adición de un protón al amoniaco. Las estructuras de Lewis para estas
dos entidades se muestran en la figura 9-13. Recuerde que el H + no tiene electrones. A ese enlace se le suele llamar
enlace covalente coordinado, pero en esencia no es distinto de los demás enlaces covalentes. El nombre especial
indica que uno de los miembros del enlace aporta los electrones para el enlace. En este caso particular, una vez que
se ha formado el enlace, se vuelve indistinguible de los otros tres enlaces N—H en la molécula, y la estructura es un
tetraedro regular.
Figura 9-13