Ejercicio resuelto de Estructura de Lewis · Química · 2026

Para cada una de las siguientes moléculas: $\text{HCHO}$ y $\text{CO}_2$.

a) Dibuje razonadamente su estructura de Lewis. (Hasta 0,8 puntos)

b) Utilice la teoría de RPECV para justificar su geometría espacial. (Hasta 0,8 puntos)

c) Justifique la polaridad de las moléculas. (Hasta 0,4 puntos)

Datos: números atómicos, $Z$: $\text{H} = 1$; $\text{C} = 6$; $\text{O} = 8$.

$\textbf{a) Dibuje razonadamente su estructura de Lewis. (Hasta 0,8 puntos)}$

Se cuentan los electrones de valencia disponibles y se reparten en enlaces y pares libres hasta que todos los átomos, salvo el hidrógeno, completen el octeto.

Metanal, $\mathrm{HCHO}$. El carbono aporta 4 electrones de valencia, el oxígeno 6 y cada hidrógeno 1: en total 12. El carbono es el átomo central, se une a los dos hidrógenos por enlaces simples y al oxígeno por un doble enlace, porque de otro modo el oxígeno no llegaría al octeto. Al oxígeno le quedan dos pares no enlazantes y al carbono, ninguno:

$\mathrm{H_2C{=}O}$

Dióxido de carbono, $\mathrm{CO_2}$. El carbono aporta 4 y cada oxígeno 6: en total 16. El carbono es el átomo central y se une a cada oxígeno por un doble enlace; cada oxígeno conserva dos pares no enlazantes y el carbono no tiene ninguno:

$\mathrm{O{=}C{=}O}$

$\textbf{b) Utilice la teoría de RPECV para justificar su geometría espacial. (Hasta 0,8 puntos)}$

La repulsión entre pares de electrones de la capa de valencia los coloca lo más separados posible alrededor del átomo central, y un enlace múltiple cuenta como una sola zona de densidad electrónica.

En el $\mathrm{HCHO}$ el carbono tiene tres zonas: dos enlaces simples C–H y el doble enlace C=O. Tres zonas y ningún par libre se separan al máximo en un plano, de modo que la molécula es $\textbf{trigonal plana}$, con ángulos próximos a 120°. El doble enlace repele algo más que los simples, así que el ángulo H–C–H queda un poco por debajo de ese valor.

En el $\mathrm{CO_2}$ el carbono tiene solo dos zonas, los dos dobles enlaces, y tampoco pares libres. Dos zonas se separan al máximo colocándose opuestas, de modo que la molécula es $\textbf{lineal}$, con un ángulo O–C–O de 180°.

$\textbf{c) Justifique la polaridad de las moléculas. (Hasta 0,4 puntos)}$

En los dos casos los enlaces con el oxígeno son polares, porque el oxígeno es bastante más electronegativo que el carbono; lo que decide es si la geometría permite que los momentos dipolares se cancelen.

El $\mathrm{CO_2}$ es lineal y simétrico: los dos momentos dipolares C=O tienen el mismo módulo y sentidos opuestos, así que su suma vectorial es nula y la molécula es $\textbf{apolar}$.

El $\mathrm{HCHO}$ es trigonal plano, pero sus tres enlaces no son iguales: el momento dipolar del C=O apunta hacia el oxígeno y no tiene nada enfrente que lo compense, porque los enlaces C–H son casi apolares. La suma no se anula y la molécula es $\textbf{polar}$, con el polo negativo sobre el oxígeno.