Ejercicio resuelto de Estructura de Lewis · Química · 2026

Represente las estructuras de Lewis de las siguientes especies, determine su geometría y, a partir de ella, la hibridación del átomo de carbono.



a) La primera especie. [0,75 puntos]

b) La segunda especie. [1 punto]

c) La tercera especie. [0,75 puntos]

$\textbf{a) La primera especie: CH₃Cl. [0,75 puntos]}$










El recuento de electrones de valencia es $4+3\cdot1+7=14$, es decir, 7 pares. Cuatro de esos pares son los enlaces del carbono con los tres hidrógenos y el cloro, y los tres restantes quedan como pares libres sobre el cloro, que así completa su octeto.





Alrededor del carbono hay cuatro pares de electrones, todos enlazantes y ninguno libre. Según el modelo de repulsión de pares de la capa de valencia (RPECV), esos cuatro pares se separan lo máximo posible y se orientan hacia los vértices de un tetraedro:

Geometría: $\textbf{tetraédrica}$, con ángulos de enlace próximos a $109{,}5^\circ$ (algo distorsionados porque el cloro es más voluminoso que el hidrógeno).

Hibridación del carbono: cuatro direcciones equivalentes exigen combinar el orbital $2s$ con los tres $2p$, de modo que la hibridación es $\textbf{sp}^{\textbf{3}}$.

$\textbf{b) La segunda especie: el ion carbonato. [1 punto]}$










Ahora los electrones de valencia son $4+3\cdot6+2=24$ (los dos últimos, de la carga negativa), o sea 12 pares. El carbono forma un doble enlace con un oxígeno y dos enlaces sencillos con los otros dos, que soportan la carga.





La estructura admite tres formas resonantes equivalentes, según cuál de los tres oxígenos sea el del doble enlace; la estructura real es el híbrido de las tres, con los tres enlaces idénticos y de orden $4/3$.

Alrededor del carbono hay tres zonas de densidad electrónica (dos enlaces sencillos y uno doble, que cuenta como una sola dirección) y ningún par libre:

Geometría: $\textbf{triangular plana}$, con ángulos de $120^\circ$.

Hibridación del carbono: tres direcciones en un plano se obtienen combinando el $2s$ con dos orbitales $2p$, luego es $\textbf{sp}^{\textbf{2}}$. El orbital $2p$ que queda sin hibridar, perpendicular al plano, es el que forma el enlace $\pi$ deslocalizado sobre los tres oxígenos.

$\textbf{c) La tercera especie: CO₂. [0,75 puntos]}$










Con $4+2\cdot6=16$ electrones de valencia (8 pares), el carbono forma un doble enlace con cada oxígeno y cada uno de estos conserva dos pares libres. Así los tres átomos completan el octeto.





Alrededor del carbono hay solo dos zonas de densidad electrónica —los dos dobles enlaces— y ningún par libre, de modo que la máxima separación entre ellas es de $180^\circ$:

Geometría: $\textbf{lineal}$.

Hibridación del carbono: dos direcciones opuestas se logran combinando el $2s$ con un solo orbital $2p$, luego es $\textbf{sp}$. Los dos orbitales $2p$ que quedan sin hibridar forman los dos enlaces $\pi$, uno con cada oxígeno y en planos perpendiculares entre sí.

Conviene notar la consecuencia de esta geometría: aunque cada enlace $\text{C=O}$ está muy polarizado, los dos momentos dipolares son iguales y opuestos, así que se anulan y la molécula de dióxido de carbono es apolar.