Ejercicio resuelto de Geometría molecular · Química · 2026

1B. Para cada una de las siguientes moléculas: $\mathrm{SF_2}$, $\mathrm{NH_4^+}$, $\mathrm{PCl_3}$, $\mathrm{SCO}$

a) Represente su estructura de Lewis (0,8 puntos)
b) Justifique su geometría según la teoría de repulsión de pares de electrones en la capa de valencia (0,6 puntos)
c) Explique sin son polares o apolares (0,6 puntos)

$\textbf{a) Represente su estructura de Lewis (0{,}8 puntos)}$

En cada especie se cuentan los electrones de valencia disponibles y se reparten entre enlaces y pares no enlazantes hasta completar los octetos.

$\mathrm{SF_2}$: 6 electrones del azufre y 7 de cada flúor, 20 en total. El azufre forma dos enlaces simples y le quedan dos pares no enlazantes; cada flúor conserva tres.

$\mathrm{NH_4^+}$: 5 del nitrógeno y 1 de cada hidrógeno, menos 1 por la carga positiva, 8 en total. El nitrógeno forma cuatro enlaces simples y no le queda ningún par libre. Uno de esos enlaces es dativo, porque el cuarto hidrógeno entra como $\mathrm{H^+}$, sin aportar electrones.

$\mathrm{PCl_3}$: 5 del fósforo y 7 de cada cloro, 26 en total. El fósforo forma tres enlaces simples y le sobra un par no enlazante; cada cloro conserva tres.

$\mathrm{SCO}$: 6 del azufre, 4 del carbono y 6 del oxígeno, 16 en total. El carbono es el átomo central y se une a los dos extremos mediante sendos dobles enlaces; al azufre y al oxígeno les quedan dos pares no enlazantes a cada uno.



$\textbf{b) Justifique su geometría según la teoría de repulsión de pares de electrones en la capa de valencia (0{,}6 puntos)}$

La TRPECV sostiene que los pares de la capa de valencia del átomo central se sitúan lo más separados posible, porque todos se repelen. Cuentan tanto los enlazantes como los libres, y un enlace múltiple cuenta como una sola zona de densidad electrónica.

$\mathrm{SF_2}$: dos pares enlazantes y dos libres, cuatro zonas. Los pares se disponen en tetraedro, pero la geometría molecular, que solo atiende a la posición de los átomos, es angular.

$\mathrm{NH_4^+}$: cuatro pares enlazantes y ninguno libre. Geometría tetraédrica, con ángulos de 109,5°.

$\mathrm{PCl_3}$: tres pares enlazantes y uno libre, cuatro zonas otra vez. La disposición de los pares es tetraédrica y la geometría molecular, una pirámide trigonal; el par libre ocupa más espacio y comprime el ángulo algo por debajo de 109,5°.

$\mathrm{SCO}$: los dos dobles enlaces son solo dos zonas y el carbono no tiene pares libres. Dos zonas se separan al máximo alineándose, así que la geometría es lineal, con 180°.

$\textbf{c) Explique si son polares o apolares (0{,}6 puntos)}$

Una molécula es polar si la suma vectorial de los momentos dipolares de sus enlaces no se anula, de modo que hay que mirar dos cosas: la polaridad de cada enlace y la simetría de la geometría.

$\mathrm{SF_2}$: los enlaces S–F son muy polares, porque el flúor es el elemento más electronegativo, y la geometría angular no los enfrenta. Los momentos no se cancelan: la molécula es polar.

$\mathrm{NH_4^+}$: los enlaces N–H son polares, pero el tetraedro es perfectamente simétrico y los cuatro momentos se anulan entre sí. No hay momento dipolar neto, aunque el ion, por su carga, sí interacciona intensamente con el agua.

$\mathrm{PCl_3}$: los enlaces P–Cl son polares y la pirámide trigonal rompe la simetría; además el par no enlazante contribuye en el mismo sentido. Es polar.

$\mathrm{SCO}$: la geometría es lineal y los dos momentos apuntan en sentidos opuestos, pero no son iguales, porque el oxígeno es bastante más electronegativo que el azufre y el enlace C=O es más polar que el C=S. La resta no da cero: la molécula es polar.

Es justamente el detalle que separa al SCO del $\mathrm{CO_2}$, que sí es apolar por tener los dos extremos idénticos.