Ejercicio resuelto de Geometría molecular · Química · 2026

Sean las moléculas ${\text{CF}}_4$, ${\text{CH}}_3\text{Br}$, ${\text{H}}_2\text{O}$, ${\text{PH}}_3$.

a) Escriba las estructuras de Lewis de las moléculas. [0,5 puntos]

b) Indique qué tipo de hibridación presenta el átomo central de las moléculas ${\text{CH}}_3\text{Br}$ y ${\text{PH}}_3$. [0,5 puntos]

c) Deduzca la geometría según la TRPECV de las moléculas ${\text{CF}}_4$ y ${\text{CH}}_3\text{Br}$. [0,5 puntos]

d) Razone si las moléculas son polares o apolares. [0,5 puntos]

e) Indique cuál o cuáles pueden formar enlaces de hidrógeno con el agua. Razone la respuesta. [0,5 puntos]

Datos: número atómico (Z): H = 1; C = 6; O = 8; F = 9; P = 15; Br = 35.

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Escriba}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{estructuras}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{Lewis}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{culas.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

Con las configuraciones de valencia —C: 4 electrones; H: 1; O: 6; F: 7; P: 5; Br: 7— se reparten los electrones hasta completar el octeto de todos los átomos, salvo el hidrógeno, que se queda con dos.


























En el ${\text{CF}}_4$ y en el ${\text{CH}}_3\text{Br}$ el carbono forma cuatro enlaces simples y no le queda ningún par libre; en el agua el oxígeno tiene dos pares no enlazantes y en la fosfina el fósforo, uno.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Indique}}\mathbf{\text{qu}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{tipo}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{hibridaci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{presenta}}\mathbf{\text{el}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{tomo}}\mathbf{\text{central}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{culas}}\mathbf{\text{CH₃Br}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{PH₃.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

La hibridación se deduce del número de pares de electrones que rodean al átomo central, enlazantes y no enlazantes.

El carbono del ${\text{CH}}_3\text{Br}$ tiene cuatro pares enlazantes y ningún par libre: cuatro orbitales híbridos, hibridación $s{p}^3$.

El fósforo del ${\text{PH}}_3$ tiene tres pares enlazantes y uno libre, cuatro en total: también hibridación $s{p}^3$.

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{Deduzca}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{geometr}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{a}}\mathbf{\text{seg}}\acute{\mathbf{\text{u}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{TRPECV}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{culas}}\mathbf{\text{CF₄}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{CH₃Br.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

La teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia coloca los pares lo más separados posible.

En el ${\text{CF}}_4$ hay cuatro pares enlazantes y ninguno libre, que se disponen hacia los vértices de un tetraedro con ángulos de 109,5°: geometría tetraédrica.

El ${\text{CH}}_3\text{Br}$ tiene también cuatro pares enlazantes, así que su geometría es igualmente tetraédrica, aunque algo distorsionada porque el bromo es mucho mayor que el hidrógeno.

$\mathbf{\text{d)}}\mathbf{\text{Razone}}\mathbf{\text{si}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{mol}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{culas}}\mathbf{\text{son}}\mathbf{\text{polares}}\mathbf{\text{o}}\mathbf{\text{apolares.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

Una molécula es polar si la suma vectorial de los momentos dipolares de sus enlaces no se anula, lo que depende a la vez de la polaridad de los enlaces y de la geometría.

$\text{Mol}\acute{\text{e}}\text{cula}$	$\text{Geometr}\acute{\text{ı}}\text{a}$	$\text{Car}\acute{\text{a}}\text{cter}$ ${\text{CF}}_4$	Tetraédrica	Apolar: los cuatro dipolos C-F son iguales y se anulan ${\text{CH}}_3\text{Br}$	Tetraédrica	Polar: el enlace C-Br rompe la simetría ${\text{H}}_2\text{O}$	Angular	Polar: los dipolos O-H no se anulan ${\text{PH}}_3$	Piramidal	Polar: el par libre del P impide la anulación

$\mathbf{\text{e)}}\mathbf{\text{Indique}}\mathbf{\text{cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{l}}\mathbf{\text{o}}\mathbf{\text{cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{les}}\mathbf{\text{pueden}}\mathbf{\text{formar}}\mathbf{\text{enlaces}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{hidr}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{geno}}\mathbf{\text{con}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{agua.}}\mathbf{\text{Razone}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{respuesta.}}\mathbf{\text{[0,5}}\mathbf{\text{puntos]}}$

Para formar un enlace de hidrógeno hace falta un hidrógeno unido a un átomo pequeño y muy electronegativo —flúor, oxígeno o nitrógeno— y un par libre en el otro átomo.

El agua cumple las dos condiciones y forma enlaces de hidrógeno consigo misma y con otras moléculas de agua.

El ${\text{CF}}_4$ no tiene hidrógenos y el ${\text{CH}}_3\text{Br}$ los tiene unidos a carbono, que apenas es electronegativo. En el ${\text{PH}}_3$ el fósforo, aunque tiene un par libre, es demasiado grande y poco electronegativo para que su enlace P-H dé lugar a un enlace de hidrógeno.

De las cuatro, solo el agua forma enlaces de hidrógeno con el agua.