Ejercicio resuelto de Geometría molecular · Química · 2026

Indique, razonadamente, la estructura de Lewis, la hibridación del átomo central, la geometría de la molécula y la polaridad en los siguientes compuestos:

a) $\text{H}_2\text{Se}$. (0,5 puntos)

b) $\text{HCN}$. (0,5 puntos)

c) $\text{CHCl}_3$. (0,5 puntos)

d) $\text{CF}_4$. (0,5 puntos)

En los cuatro casos se procede igual: se cuentan los electrones de valencia, se reparten en enlaces y pares libres hasta completar los octetos, se cuenta el número de zonas de densidad electrónica alrededor del átomo central —que fija la hibridación y la disposición de los pares— y solo después se mira dónde quedan los átomos, que es lo que da la geometría molecular.

$\textbf{a) H₂Se. (0,5 puntos)}$

El selenio pertenece al grupo 16 y aporta 6 electrones de valencia; cada hidrógeno aporta 1, en total 8. El selenio forma dos enlaces simples y le quedan $\textbf{dos pares no enlazantes}$:

$\mathrm{H-\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{Se}}-H}$

Hay cuatro zonas alrededor del selenio (dos de enlace y dos libres), así que la hibridación es $\textbf{sp}^3$ y los pares se disponen en tetraedro. Como solo dos vértices están ocupados por átomos, la geometría molecular es $\textbf{angular}$, con un ángulo bastante menor que 109,5° porque los dos pares libres comprimen el enlace.

El selenio es más electronegativo que el hidrógeno, de modo que los enlaces son polares, y la forma angular impide que los dos momentos dipolares se anulen: la molécula es $\textbf{polar}$.

$\textbf{b) HCN. (0,5 puntos)}$

El carbono es el átomo central. Aportan: hidrógeno 1, carbono 4 y nitrógeno 5, en total 10 electrones. Para que carbono y nitrógeno completen el octeto hace falta un $\textbf{triple enlace}$ entre ellos, y al nitrógeno le queda un par no enlazante:

$\mathrm{H-C\equiv N\!:}$

Alrededor del carbono hay solo dos zonas de densidad electrónica (el enlace con el hidrógeno y el triple enlace, que cuenta como una sola zona), así que la hibridación es $\textbf{sp}$ y la geometría es $\textbf{lineal}$, con un ángulo H–C–N de 180°.

Los dos enlaces son polares y, además, sus momentos dipolares apuntan en el mismo sentido a lo largo del eje: el hidrógeno cede densidad al carbono y el carbono al nitrógeno. Lejos de anularse, se suman, y el HCN es una molécula muy $\textbf{polar}$.

$\textbf{c) CHCl₃. (0,5 puntos)}$

El carbono aporta 4 electrones, el hidrógeno 1 y cada cloro 7, en total 26. El carbono forma cuatro enlaces simples y no le queda ningún par libre; cada cloro conserva tres pares no enlazantes.

Cuatro zonas de enlace y ningún par libre: hibridación $\textbf{sp}^3$ y geometría $\textbf{tetraédrica}$, con ángulos próximos a 109,5° (ligeramente distorsionados, porque los cuatro sustituyentes no son iguales).

Aquí está la diferencia con el apartado siguiente: el enlace C–H es prácticamente apolar y los tres C–Cl son muy polares, así que el tetraedro no es simétrico desde el punto de vista eléctrico. Los tres momentos de los enlaces C–Cl no se cancelan y la molécula resulta $\textbf{polar}$, con el polo negativo en la cara de los cloros.

$\textbf{d) CF₄. (0,5 puntos)}$

El carbono aporta 4 electrones y cada flúor 7, en total 32. El carbono forma cuatro enlaces simples y no le queda ningún par libre.

Cuatro zonas de enlace: hibridación $\textbf{sp}^3$ y geometría $\textbf{tetraédrica}$ perfecta, con ángulos de 109,5°.

Los enlaces C–F son los más polares de los cuatro compuestos, porque el flúor es el elemento más electronegativo. Pero los cuatro son idénticos y están dispuestos con simetría tetraédrica, así que su suma vectorial es nula: la molécula es $\textbf{apolar}$.

La comparación entre los apartados c) y d) es la idea que se quiere ver: tener enlaces polares no basta para que una molécula sea polar; hace falta además que la geometría no cancele los momentos dipolares.