Ejercicio resuelto de Geometría molecular · Química · 2026

Considere la molécula de difluoruro de azufre y responda a las siguientes cuestiones:

a) Escriba para cada uno de los elementos, flúor y azufre, su símbolo, configuración electrónica, periodo y grupo al que pertenece y el número de electrones desapareados que tiene. [0,5 puntos]

b) Justifique cuál es el ion más estable de cada elemento y escriba el símbolo y la carga. Compare el radio del átomo de azufre con el de su ion más estable, razonando la respuesta. [0,5 puntos]

c) Dibuje la estructura de Lewis de la molécula, y nombre y represente su geometría molecular, utilizando la teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (TRPECV). Indique la hibridación del átomo central. [1 punto]

d) Justifique la polaridad de la molécula. [0,5 puntos]

$\textbf{a) (0,5 puntos) Escriba para el flúor y el azufre su símbolo, configuración electrónica, periodo, grupo y número de electrones desapareados.}$

Se escribe la configuración de cada elemento y de ella se leen directamente los demás datos: el periodo es el número de la última capa ocupada y el grupo se deduce de los electrones de valencia.

$\text{F}:\ 1s^{2}2s^{2}2p^{5}\ \ \left(\left[\text{He}\right]2s^{2}2p^{5}\right)$

$\text{S}:\ 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{4}\ \ \left(\left[\text{Ne}\right]3s^{2}3p^{4}\right)$

Elemento	Configuración	Periodo	Grupo	Electrones desapareados Flúor (F)	$\left[\text{He}\right]2s^{2}2p^{5}$	2	17	1 Azufre (S)	$\left[\text{Ne}\right]3s^{2}3p^{4}$	3	16	2

En el flúor los orbitales $2p$ albergan cinco electrones: dos parejas y uno suelto. En el azufre los cuatro electrones $3p$ se reparten según la regla de Hund en tres orbitales, uno apareado y dos desapareados.

$\textbf{b) (0,5 puntos) Justifique cuál es el ion más estable de cada elemento y compare el radio del átomo de azufre con el de su ion.}$

Los dos elementos alcanzan la configuración del gas noble más próximo ganando electrones, que es lo que los hace estables:

$\text{F}+e^{-}\longrightarrow\text{F}^{-}:\ \left[\text{Ne}\right]\qquad \text{S}+2e^{-}\longrightarrow\text{S}^{2-}:\ \left[\text{Ar}\right]$

El anión $\text{S}^{2-}$ tiene los mismos protones que el átomo neutro pero dos electrones más. La carga nuclear efectiva que actúa sobre cada electrón disminuye y las repulsiones entre ellos aumentan, así que la nube electrónica se expande:

$r(\text{S})<r\left(\text{S}^{2-}\right)$

$\textbf{c) (1 punto) Dibuje la estructura de Lewis del difluoruro de azufre, nombre y represente su geometría e indique la hibridación del átomo central.}$

El azufre aporta 6 electrones de valencia y cada flúor 7, en total 20 electrones, es decir, 10 pares. Dos pares se usan en los enlaces S-F, cada flúor se queda con tres pares libres y sobre el azufre quedan dos pares no enlazantes.



Según la teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia, alrededor del azufre hay cuatro pares (dos enlazantes y dos libres), que se orientan hacia los vértices de un tetraedro. Eso corresponde a una hibridación $sp^{3}$.

La geometría se nombra contando solo los átomos, no los pares libres: la molécula es angular, con un ángulo algo menor que el tetraédrico de $109{,}5^\circ$ porque los pares no enlazantes ocupan más espacio y comprimen el ángulo de enlace.

$\textbf{d) (0,5 puntos) Justifique la polaridad de la molécula.}$

Cada enlace S-F es polar, porque el flúor es mucho más electronegativo que el azufre y atrae hacia sí la densidad electrónica.

Al ser la molécula angular y no lineal, los dos momentos dipolares de enlace no se cancelan: su suma vectorial es distinta de cero y apunta desde el azufre hacia la bisectriz del ángulo. A ello se suma el efecto de los dos pares no enlazantes del azufre. El $\text{SF}_2$ es, por tanto, una molécula polar.